Académico Luis Pillajo: Química y Biología.

QUÍMICA.

F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O
QUÍMICA DEFINICIONES MASA QUÍMICA Es el contenido material y energético que tiene un cuerpo. Es la ciencia que estudia las modificaciones o transformaciones que experimenta la molécula. Referidas también como transformación íntima de la materia. MATERIA Es todo lo ponderable (pesable) e indestructible, que ocupa un lugar en el espacio. ESTADOS O FASES DE LA MATERIA Sólido, Líquido y Gaseoso GASEOSO Sublimación o Volatilización Vaporización Licuefacción Condensación SÓLIDO Solidificación o Cristalización Licuación - 217 - LÍQUIDO
2. CUERPO ENERGÍA Es una porción limitada de materia. Es la capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo. La relación cuantitativa entre la masa y la energía dada por Einstein es: SUSTANCIA Es la parte constitutiva del cuerpo, en la que toda porción de ella posee las mismas propiedades específicas. E = mc2 SISTEMA Es el conjunto de dos o más sustancias o cuerpos. E = energía m = masa c = velocidad d la luz FASE Es cada porción homogénea de una mezcla. UNIDADES DE MEDIDA UNIDADES DE LONGITUD UNIDADES DE SUPERFICIE SISTEMA INTERNACIONAL SI La unidade de longitud es el metro “m” SISTEMA INTERNACIONAL “SI” 1 kilómetro (km) = 1 metro (m) = La unidad SI de superficie es el “m2” 1 m2 1 centímetro (cm) = 10 milím. (mm) = 1 metro (m) 10 Amstron (A°) = centésima mili = milésima micro = millonésima = 9 pie2 1 pie2 = mil centi 1 yd2 = 1010 Amstron kilo = 100 mm2 SISTEMA INGLÉS 1 milímetro (mm) = 1 000 000 micras (µ) 1 micra (µ) = 100 cm2 1 cm2 100 centim. (cm) = 100 dm2 1 dm2 1 000 metros (m) = 144 pulg2 UNIDADES DE VOLUMEN La unidad SI de volumen es el “m3” SISTEMA INTERNACIONAL “SI” 1 m3 1L 1 milla (mill) = 1760 yardas (yd) 1 Yarda (yd) = 3 pies (ft) 1 Pie (ft) = 12 pulgadas (ps) = 1 000 cm3 o cc o mL 1 cm3 SISTEMA INGLÉS = 1 000 dm3 o litros = 1 000 mm3 SISTEMA INGLÉS: 1 galón = 4 cuartos = 3,785 L 1 cuarto = 2 pintas 1 pinta - 218 - = 16 onzas líquidas
3. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O UNIDADES DE MASA UNIDADES DE TIEMPO La unidad SI de masa es el KILOGRAMO “kg” La unidad SI de tiempo es el segundo SISTEMA MÉTRICO DECIMAL: 1 siglo = 100 años 1 año = 12 meses 1 mes = 30 días 1 día = 24 horas 1 hora = 60 minutos 1 minuto = 60 segundos 1 Tonelada Métrica (Tm) = 1 000 kg 1 kilograma (kg) = 1 000 g 1 gramo (gr) = 1 000 mg 1 miligramo (mg) = 1000 µg SISTEMA INGLÉS: 1 libra (lib) 1 tonelada corta = 16 onzas (oz) = 2 000 libras EQUIVALENCIAS DE UNIDADES SI E INGLESAS DE VOLUMEN DE LONGITUD 1 km = 0,539 mill. Marítimas 1 m3 = 1,309 yd3 1m = 1,094 yd. 1 dm3 = 0,035 pie3 1m = 3,281 pies 1 cm3 = 0,061 pulg3 1m = 39,372 pulg. 1 yd3 = 764,6 . 10-3 m3 1 mill. Marina = 1 852 m 1 pie3 = 28,32 . 10-3 m3 1 yd = 0,914 m 1 pulg3 = 16,39 . 10-3 m3 1 pie = 0,3048 m 1 pulgada = 0,0254 m DE MASA 1 kg 1 kg 2 = 0,454 kg 1 lib = 454 g 1 onz = 28,38 g 2 1m = 1,196 yd 1 m2 = 10,76 pies2 1 m2 = 1 550 pulg2 2 = 35,232 onz. 1 lib DE SUPERFICIE = 2,202 lib. -4 2 1 yd = 8 361 . 10 m 1 pie2 = 929 . 10-4 m2 1 pulg2 = 6,452 . 10-4 m2 Unidad de peso SI : newton « N » m 1 N = 1 kg . ––– s2 - 219 -
4. UNIDADES DE TEMPERATURA ºC 100 K 373 R 672 Ebullición del Agua 100 560 Temperatura promedio del Hombre 32 492 Fusión del Hielo 0 0 ºF 212 460 Temperatura de mezcla de sales con hielo -460 0 273 -273 0 Cero absoluto Las unidades de medida de temperatura son: • grado celcius ºC • kelvin K • rankine R • grado farenheit º F EQUIVALENCIA DE TODAS LAS ESCALAS Ejemplo: δ = 8 . 103 kg/m3 ºC ºF - 32 K - 273 R - 492 ––– = –––––– = –––––––– = ––––––– 5 9 5 9 δ = 8 g/cm3 δ = 62,4 lib/pie3 (Sist. Inglés) Ejemplo: Transformar -60º F a K Se calcula así: ºF - 32 K - 273 –––––– = ––––––– 9 5 M δ = ––– V de donde: δ = densidad absoluta 5(ºF - 32) K = –––––––– + 273 9 M = masa del cuerpo V = volumen que ocupa sustituyendo el valor de ºF: DENSIDAD RELATIVA 5(-60 - 32) K= ––––––––– + 273 = 221,9K 9 Es el resultado de la comparación, por división, de dos densidades absolutas: δa δa/b = ––– δb DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO DENSIDAD ABSOLUTA O DENSIDAD Es la masa de una sustancia presente en una unidad de volumen. La unidad SI de densidad es kg/m3. - 220 - δa = densidad de la sustancia “a” δb = densidad de la sustancia “b”
5. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O También es el resultado de la comparación, por división, de las masas de volúmenes iguales. Donde M1, M2, etc., son las masas de los cuerpos que entran en la mezcla. Ma δa/b = –––– Mb Donde V1, V2, etc., son los volúmenes de esos cuerpos. Como M = V . δ, también se tiene, sustituyendo en (I): Ma = masa de “a” Mb = masa de “b” de igual volumen que “Ma” Tratandose sólo de gases y únicamente de gases, la densidad relativa es el resultado de comparar, por división, los pesos moleculares. Pmg1 δg1/g2 = ––––– Pmg2 V1 . δ1 + V2 + δ2 + V3 . δ3 + … m = ––––––––––––––––––––––––– V1 + V2 + V3 + … M También, como V = ––– , sustituyendo En (I): δ M1 + M2 + M3 + …. δm = ––––––––––––––––––– M2 M3 M1 ––– + ––– + ––– + …. δ1 δ2 δ3 Pm g1 = peso molecular de gas 1 Pm g2 = peso molecular del gas 2 PESO ESPECÍFICO (ρe) Es el resultado de la comparación, por división, del peso de un sólido o líquido con su volumen. RELACIÓN ENTRE DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO ρ= δ.g Peso del cuerpo ρe = ––––––––––––––––– Volumen del cuerpo PRESIONES GRAVEDAD ESPECÍFICA (G.e ó Sp - gr) PRESIÓN Para sólidos y líquidos: Efecto de la fuerza que se aplica sobre una superficie determinada. Esa fuerza puede ser instantánea (golpe) o permanente. Peso del cuerpo Sp - gr = ––––––––––––––––––––––––––––– Peso de un volumen igual de agua F P = ––– A Para gases: Peso del gas Sp - gr = –––––––––––––––––––––––––––– Peso de un volumen igual de aire P = presión, en pascal “Pa” F = fuerza, en newton, “N” DENSIDAD DE LA MEZCLA A = área sobre la que actúa la fuerza, en m2. Es el promedio ponderado de las densidades de las sustancias que intervienen en la mezcla, se calcula así: M1 + M2 + M3 + …. m = ––––––––––––––––– V1 + V2 + V3 + … La unidad SI de presión es el PASCAL “Pa”: 1N 1 Pa = –––– 1 m2 (I) - 221 -
6. 2.- Presión relativa o manométrica (Pm).- PRESIÓN HIDROSTÁTICA O PRESIÓN DE LÍQUIDOS EN REPOSO Es la diferencia de presión que existe entre la presión de un gas encerrado en un recipiente y la presión atmosférica que la rodea (presión atmosférica). Es la presión que soporta un punto sumergido en un líquido en reposo. P=h.δ 3.- Presión absoluta (Pa).- P = presión Es la presión total que soporta un gas dentro de un recipiente, tomando como referencia el vacío absoluto. h = profundidad a la que está en el líquido el punto considerado. δ = densidad del líquido. Pa = Pm + Pb NOTAS: 1.- Cuando el recipiente de gas está abierto, la Pm es cero y la Pa = Pb. h 2.- La presión a nivel del mar es la “unidad” para medir las presiones y se llama “Una atmósfera”. 3.- Sus equivalencias son: Ejemplo: Un cuerpo está sumergido, en mercurio, a 0,60 cm de profundidad. La densidad del Hg es 13,6 g/cm3, ¿Cuál es la presión que soporta el cuerpo? g P = h . δ = 0,60 cm . 13,6 ––– cm2 N P = 800,5 ––– m2 1 atm = 760 mm Hg = 14,7 psi N = 1,033 kg/cm2 = 10,13 . 104 ––– m2 = 10,13 . 104 Pa 1 atm = 10,33 m H2O = 29,9 pulg Hg. 4.- P.s.i. son las iniciales de “pound square inch” que quiere decir en inglés “libras por pulgada cuadrada”. P = 800,5 Pa PRESIÓN NEUMÁTICA O PRESIÓN DE GASES Se debe a la colisión o golpeteo de las moléculas gaseosas entre sí y a la colisión o golpeteo de las moléculas con las paredes de recipiente que los contiene. Es de tres clases: 1.- Presión atmósferica o barométrica (Pb).- P.s.i.g. (pound square inch gauge) que quiere decir “libra por pulgada cuadrada manométrica”; y P.s.i.a., quiere decir “libras por pulgada cuadrada absoluta”. P.s.i.a. = P.s.i.g + P.s.i Es la presión que ejerce la masa gaseosa que rodea la Tierra sobre todo el cuerpo que está en ella. (Presión del aire). - 222 -
7. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O Si no de esta otra manera, guardando la máxima simetría: TEORÍA ATÓMICO MOLECULAR Hay muchas teorías que han intentado explicar y describir la arquitectura, estructura y características del átomo y de la molécula. Es decir han imaginado al átomo en formas o modelos diferentes; sin embargo, el modelo de Bohr-Sommerfeld mejorado con el aporte científico de Dirac, Jordán, Schrodinger, Pauling, Heissemberg y otros, es el modelo actual. La teoría actual sostiene que “el electrón puede estar ubicado en cualquier parte del átomo, pero existe mayor probabilidad de encontrarse en su correspondiente nivel de energía”. PRINCIPALES CONCEPTOS El concepto actual del átomo afirma que, es un sistema energético en equilibrio, constituido por “cáscaras energéticas”, configuradas por la nube de electrones que giran alrededor del núcleo. El diámetro del núcleo, en promedio, es de 10-12 cm. el diámetro del átomo, en promedio, es 10-8 cm. La masa está prácticamente concentrada en el núcleo y varía entre 2 . 10-22g y 4 . 10-24g. REGLA DE HUND ESTRUCTURA PARTICULAR DEL ÁTOMO Los electrones tratar de ocupar el mayor número de orbitales en determinado subnivel. NÚCLEO Por ejemplo: si en el subnivel “p” hay por ejemplo 3 electrones, (el cual tiene 3 orbitales), los electrones no se distribuyen así: Si no de esta otra manera, guardando la máxima distribución. TENDENCIA A LA MÁXIMA SIMETRÍA Los electrones de un subnivel se distribuyen en los orbitales guardando la mayor simetría. Por ejemplo: El subnivel “d” tiene 5 orbitales, supóngase que es un átomo que tiene sólo 4 electrones en este subnivel; su distribución no es así: PROTON "p" masa: 1u.m.a. (carga + 1) o 1,67252 . 10-24 g ; NEUTRON "n" masa: 1u.m.a. o 1,67282 . 10-24 g ; (carga 0) ELECTRON "e" masa: 1u.m.a. / 1 874 o 0,91091 . 10-27 g ; (carga -1) - 223 -
8. CROQUIS DE UN ÁTOMO Los números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 indican los niveles, se llaman también números cuánticos principales. Nótese que los niveles se van acercando a medida que se alejan del núcleo. Q 7 6 P O 5 N 4 M DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS NÍVELES DE ENERGÍA Son zonas, como cáscaras esféricas, que rodean al núcleo, configuradas por la presencia de un cierto número de electrones que circulan alrededor del núcleo. El número máximo de niveles que puede tener un átomo es 7, se le nombra con los nùmero cuánticos, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 o las letras K, L, M, M, O, P, Q. El número máximo de electrones en cada uno de estos niveles es de 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8, repetidamente. 3 SUB-NIVELES 2 L K Son zonas en las que se subdivide los niveles. El número máximo de subniveles que puede tener un nivel es 4, se les nombra con las letras “s”, “p”, “d”, “f”. 1 El número máximo de electrones en cada uno de estos subniveles es de 2, 6, 10, 14, respectivamente. NÚCLEO NÚMEROS CUÁNTICOS NÚCLEO Parte central del átomo, formado por el conjunto de protones y neutrones. Para conocer la distribución y posición de los electrones en los niveles, subniveles y orbitales se les presenta por 3 números cuánticos. ISÓTOPOS nlx Son elementos químicamente iguales por tener el mismo número de protones en su núcleo, pero físicamente diferentes por tener masas distintas debido a que en su núcleo tienen distintos número de neutrones. n = número cuántico principal, indica el nivel (puede ser 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) Ejemplo: Los 3 isótopos de hidrógeno: p p+n p+2n l = número cuántico azimuta o subnivel (puede ser 0, 1, 2, 3 o s, p, d, f, respectivamente y su variación es de 0 a (n-1)). Protio Deuterio Tritio x = número de electrones en el sub-nivel. ISÓBAROS.Son elementos químicamente diferentes, por tener diferente número de protones, pero físicamente iguales por tener igual masa en su núcleo. Ejemplo: los isóbaros de Na y Mg. Aquí sus núcleos. 11p 12n Na M = Momento Magnético. Y su variación es de -L a + L. UNA REGLA PARA LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA S = Nº cuántico por spin y sus valores 12p 11n 1 1 son + –– y - –– 2 2 Mg - 224 -
9. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O VALENCIA 1 Es la “fuerza” con la que un átomo “retiene” los electrones que “gana” o también “fuerza” con la que trata de “recuperar” electrones que haya “perdido”. 2 1s 2s 2 3 2 4 KERNEL 5 6 2p Es la parte de un átomo sin considerar la última capa. 6 3s2 3p6 7 3d10 Ejemplo: 8 4s2 4p6 4d10 - 4f14 5f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6 8+ 8n - Salta un electrón - 8+ 8n - - Átomo de 0 Kernel de 0 - En los rellenados de las diagonales (7) y (8), se hace saltar un electrón y luego se prosigue de manera normal. NOMENCLATURA LEWIS 1) El Kernel del átomo se representa por el símbolo del átomo. Ejemplo: 1) Indicar la estructura electrónica del elemento z = 28. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Ejemplo: 2) z = 57, utilizando el paso del salto del electrón. 2) Los elementos de la última capa se distribuye por orbitales. 3) Alrededor del Kernel (símbolo), se traza un cuadrado imaginario, haciendo corresponder cada lado del cuadrado a un orbital de la última capa. 4) Los electrones de la última capa se representa alrededor del Kernel sobre los lados del cuadrado imaginario, mediante cualquiera de estos símbolos: x, o, *, ∆, etc. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 CONCEPTO ADICIONALES ELECTRONEGATIVIDAD Es una medida de la fuerza con que un átomo atrae los electones de otros, en un enlace químico. La electronegatividad de los elementos, en la tabla periódica, aumenta de abajo hacia arriba en cada grupo y de izquieda a derecha en cada período. AFINIDAD S Ar Na Energía que atrae y une a los átomos para formar moléculas o compuestos químicos. - 225 -
10. ENLACE IÓNICO Es el que se forma por la atracción electrostática de dos iones, de carga contraria. O2 O O ENLACE COVALENTE Se origina por la coparticipación de pares de electrones entre dos átomos. Puede ser puro o polar. ENLACE COVALENTE POLAR Entre átomos pertenecientes a elementos diferentes, creándose una polaridad electrostática. ENLACE COVALENTE PURO Es el que se produce entre dos átomos del mismo elemento. Ejemplo: CH4 H H2 H C H H H H H2O A continuación, la tabla más usada, es la tabla larga, diseñada por Werner.Está dividida en zonas s, p, d, f. Las zonas s, p, d, f, son los lugares donde están los elementos cuyo sunivel más externo es esa letra. Las columnas verticales se denomina grupos, se designa con números romanos y una letra A o B. Si el grupo está conformado por elementos típicos la letra es “A”, si está conformado por elementos de transición la letra es “B”. La relación o semejanza de las propiedades químicas es vertical, a excepción del grupo VIII, que no lleva letra, donde la relación de propiedades químicas es horizontal. Zona “p” Elementos típicos representativos Zona “s” Elementos típicos representativos Zona “d” Elementos de transmision Zona 4f Elementos de transición Zona 5f Interna - 226 - Gases Nobles
11. - 227 - (Rn) 7 (Xe) 6 (Kr) 5 (Ar) 4 (Ne) 3 2 1 PERÍODOS GRUPOS s s s s s s g 11 20 38 56 Ra 7s2 1 (223) 7s1 Fr 2 (226) 87 s s s s 88 s 6s2 Ba 2 87,62 5s2 Sr 4s2 2 40,88 Ca 6s1 s s 12 2 24,312 3s2 Mg 2 137,34 55 37 4 2 9,012 1s2 2s1 Be 2A 1 132,905 Cs 5s1 1 85,47 Rb s s 19 s 1 39,102 4s1 K 1 22,999 3s1 Na 1 3 1 6,939 1s2 2s1 Li 1s1 1 1,008 H 1A 4B 5B 57 72 s 41 Ta 73 5, 3 92,906 4d4 5s1 Nb 104 s 7 6 s s 74 Sg Mn 25 43 44 Os 76 Rh Ir 77 4d8 5 s1 107 s Bh 108 s Hs Pa 91 s 5,4 (231) 90 s 59 s 3,4 140,907 4f35d0 6s2 Pr 5f26d0 7s2 6s2 7s2 s Pm 61 s 3 (147) 60 8,5,4,3 238,03 5f36d1 7s2 92 s 93 s 6,5,4,3 (237) 5f56d0 7s2 Np 4f45d0 6s2 U 4f55d0 6s2 3 144,24 Nd 62 s 94 s 5f66d0 7s2 6,5,4,3 (242) Pu 3,2 150,35 4f65d0 6s2 Sm 46 2,4 106,4 Pd Pt 78 29 Ag 47 3d10 4s1 2,1 63,54 Cu s Au 79 4d10 5s1 1 107,870 s s l s s 30 48 Hg 80 4d10 5s2 2 112,40 Cd 3d10 4s2 2 65,37 Zn 110 s Uun 111 Uuu s 112 Uub 63 s 95 s 6,5,4,3 (243) 5f76d0 7s2 Am 3,2 151,96 4f75d1 6s2 Eu 96 s 3 (247) 5f76d1 7s2 Cm Tb B 5 3A 13 31 3 69,72 Ga 3 26,982 3s2 3p1 Al C 6 s s 14 32 4 72,99 Ge 3s2 3p2 4 28,086 Si 2,4,3 12,011 1s22s2 2p2 s 4A 49 3 114,82 In s 50 4,2 118,69 Sn s Ti 81 s Pb 82 4d105s25p1 4d105s25p2 s 3d104s24p1 3d104s24p2 s s 3 10,811 1s22s2 2p1 s 65 s 4,3 (247) 97 s 5f86d1 7s2 Bk 3,4 158,924 4f85d1 6s2 64 s 3 157,25 4f75d1 6s2 Gd (272) (269) (277) 5f146d9 7s1 5f146d107s1 5f146d107s2 109 s Mt 28 2,3 58,71 3d8 4s2 Ni Peso Atómico Distribución Electrónica 2B N 7 P 15 As 33 2,3,5,1 30,974 3s2 3p3 Sb 2,3,5 121,75 51 s Bi 83 4d105s25p3 s 3,5 74,922 3d104s24p3 s s 1s22s2 2p3 2,3,5,4,2,1 12,011 g 5A O S 16 Se 8,4,2 78,96 34 3s2 3p4 6,3,4,2 32,064 9 l g Cl 17 35 1,3,5 126,904 Br 6,3,4,2 32,064 3s2 3p5 Te 52 s Po 84 6,4,2 127,60 4d105s25p4 s I 53 s At 85 2,1,3,5,7 126.904 4d105s25p5 s 3d104s24p4 3d104s24p5 s s F 1 18,998 7A 1s22s2 2p5 8 g 2 15,999 1s22s2 2p4 g 6A Ne 1s2 4,003 He 0 10 2 18 36 0 83,80 Kr 0 39,948 3s2 3p6 Ar Xe 54 g Rn 86 0 131,30 4d105s25p6 g 3d104s24p5 g g 0 20,183 1s22s2 2p6 g g 0 66 s 67 s 3 (254) Es 68 Fm 116 Uuh s 69 s 5f136d1 7s2 71 Lw 103 4f145d1 6s2 3 174,97 Lu 3 (257) 5f146d1 7s2 102 s 3 (254) No 118 Uuo (293) 5f146d10 7s27p6 s 70 s 3,2 173,04 Yb 4f145d0 6s2 101 s 3 (256) 12 1 5f 6d 7s2 Md 4f135d1 6s2 3,2 168,934 Tm (289) 5f146d10 7s27p4 s 100 s 3,2 167,26 4f115d1 6s2 Er 3 (253) 11 1 5f 6d 7s2 99 s 4f105d1 6s2 3 164,930 Ho 5f106d1 7s2 98 s 3 (249) 5f96d1 7s2 Cf 3 162,50 4f95d1 6s2 Dy 114 Uuq (285) 5f146d10 7s27p2 s 2,1 2,4 3,1 4,2 3,5 3,1 4,2 4,2 0 200,59 195,09 196,967 207,19 208,980 204,37 (209) (210) (222) 4f145d96s1 4f145d106s1 4f145d106s2 4f145d106p1 4f145d106p2 4f145d106p3 4f145d106p4 4f145d106p5 4f145d106p6 s 1B Nº Atómico Símbolo 8 4d10 5s0 s 45 s 2, 3, 6 102,905 2, 3, 4, 6 192,2 s 27 2,3 58,933 3d7 4s2 Co 4f145d66s2 4f145d76s2 s 4d7 5s1 s s 4f145d56s2 75 Ru 3d6 4s2 2,3, 4, 6, 8 101,07 s 26 2,3 55,847 Fe 2, 3, 4, 6,8 190,2 Re 7 (99) 5 4d 5s1 Tc s 7, 6, 4, 3,2 180,85 s s 7, 6, 4, 2, 3 54,938 3d5 4s2 106 s 4f145d46s2 4 232,038 Th W 4d5 5s1 79 8 (265) (264) (263) (266) 5f146d4 7s2 5f146d5 7s2 5f146d6 7s2 5f146d7 7s2 58 s 3,4 140,12 4f15d1 6s2 Ce 42 6, 5, 4, 3,2 180,948 s 105 s Db (261) (262) 5f146d2 7s2 5f146d3 7s2 Rf 4f145d36s2 4f145d26s2 Mo Au 8 3,1 196,967 s 7B 4f145d106s1 24 s 6, 3, 2 51,996 3d5 4s2 Cr 6B 6, 5, 4, 3, 2 95,94 s 23 s 5 180,948 Hf V 5, 4, 3, 2 50,942 3d3 4s2 s s 4 178,49 s 89 s 3 (227) 6d1 7s2 Ac 3 138,91 5d1 6s2 La 4d1 5s2 40 4d1 5s2 Zr 3d2 4s2 4 91,22 39 22 4,3 47,90 Ti 3 88,905 Y 3d1 4s2 s 21 s 3 44,956 Sc Estado de oxidación (Valencia) Estado Físico 3B TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O
12. GRUPOS PRINCIPALES DE LA TABLA VA : Nitrogenoides o familia del Nitrógeno I A : Metales alcalinos VI A : Anfígenos o familia del Oxígeno II A : Metales alcalinos térreos VII A : Halógenos IV A : Carbonoides o familia del Carbono O: Gases nobles NOMENCLATURA Es el estudio de los “nombres de los elementos y de los compuestos” y es también el estudio de la “escritura de las fórmulas”. Metal E L E M E N T O Metaloide { + Metal = Aleación + Oxigeno = Oxído u Oxído básico + Hidrógeno = Hidruro { + Metal = Sal haloidea + Oxigeno = Anhidrido u Oxído básico + Hidrógeno = Acido hidrácido + Agua = Hidróxidos O X i S A L E S - 228 - + Agua = Oxiácidos
13. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O NOMENCLATURA QUÍMICA CATIONES NOMBRE DE LOS ÁTOMOS EN SU ESTADO IÓNICO Son elementos que han perdido electrones, por eso su valencia es positiva. Pueden ser con una sola valencia positiva, son los UNIVALENTES y los POLIVALENTES que pueden ser con dos, con tres, con cuatro y hasta con 5 valencias positivas distintas. ANIONES Son elementos que han generado electrones, por eso su valencia es negativa. Tienen una sola valencia negativa, se les nombra haciendo terminar en URO su nombre genitivo. A) UNIVALENTES MONOVALENTES HALÓGENOS Grupo VII-A en la Tabla Periódica Flúor : Fº + 1e = F-1 Cloro : Clº + 1e = Cl-1 Brº + 1e = Br-1 BromURO FluorURO Iº + 1e = l- Lodo : Sº + 2e = S-2 -2 Teluro : Teº + 2e = Te-2 : CSº - 1e = Ce+1 Cesio o Césico : Agº - 1e = Ag+1 Plata o Argéntico Calcio : Caº - 2e = Ca+2 Calcio o Cálcico Magnesio : Mgº - 2e = Mg+2 Magnesio o Magnésico SeleniURO TelorURO Selenio : Seº + 2e = Se Potasio o Potásico DIVALENTES SulfURO : Sodio o Sódico Plata Oxígeno Azufre : Naº - 1e = Na+1 Cesio ANFÍGENOS Grupo VI-A en la Tabla Periódica Oº + 2e = O-2 Litio o Lítico Potasio : Kº - 1e = K+1 YodURO Oxígeno : : Liº - 1e = li+1 Sodio clorURO Bromo : Litio Estroncio : Srº - 2e = Sr+2 Estroncio o Estróncico Bario -3 Nitrógeno : Nº + 3e = N Fósforo Pº + 3e = P-3 : : Baº - 2e = Ba+2 Bario o Bárico Zinc NITRÓGENOIDES Grupo V-A en la Tabla Periódica : Znº - 2e = Zn+2 Zinc o Zínico NitrURO FosfURO TRIVALENTES Arsénico : Asº + 3e = As-3 ArseniURO Aluminio : CARBONOIDES Grupo IV-A en la Tabla Periódica Carbono : -4 Cº + 4e = C Siº + 4e = C-4 Bismuto : Biº - 3e = Bi+3 CarbURO Silicio Alº - 3e = Al+3 SiliciURO : Boro - 229 - : Boº - 3e = Bo+3 Aluminio o Alumínico Bismuto o Bismútico Boro o Bórico
14. B) POLIVANTES Que tienen “cuatro valencias positivas distintas” Que tienen “dos valencias positivas distintas” Cuando está con su MENOR valencia se le hace terminar en OSO y cuando con su MAYOR valencia, en ICO. Cuando está con su MAYOR valencia se le antepone el prefijo PER y se hace terminar en ICO, u los otros tres igual que el caso anterior. Cloro: Clº Clº Clº Clº - 1e 3e 5e 7e = = = = Cl+1 Cl+3 Cl+5 Cl+7 HIPO clorOSO clorOSO clórICO PER clórICO Bromo: Brº Brº Brº Brº - 1e 3e 5e 7e = = = = Br+1 Br+3 Br+5 Br+7 HIPO bromOSO bromOSO bromICO PER brómICO Uranio: Uº - 3e = U+3 Uº - 4e = U+4 Uº - 5e = U+5 HIPO uranOSO uranOSO uránICO PER uránICO Fierro: Feº - 2e = Fe+2 Feº - 3e = Fe+3 FerrOSO FérrICO Cobre: Cuº - 1e = Cu+1 Cuº - 2e = Cu+2 CuprOSO CúpriCO Mercurio: Hgº - 1e = Hg+1 Hgº - 2e = Hg+2 MercuriOSO MercúrICO Oro: Auº - 1e = Au+1 Auº - 3e = Au+3 AurOSO AurICO Cobalto: Coº - 2e = Co+2 Coº - 3e = Co+3 CobaltOSO CobáltICO Uº - 6e = U+6 Níquel: Niº - 2e = Ni+2 Niº - 3e = Ni+3 NiquelOSO NiquélICO NOMBRE DE LOS COMPUESTOS Ptº - 2e = Pt+2 Ptº - 3e = Pt+3 PlatinOSO PlatínICO Platino: FUNCIÓN QUÍMICA Es una serie de características que le son comunes a ciertos cuerpos y que por esta razón se agrupan en una “Función Química”. Existen las siguientes funciones: Que tienen “tres valencias positivas distintas” Cuando está con su MENOR valencia se le antepone HIPO y se le hace terminar en OSO y los otros dos igual que el caso anterior. Azufre: Sº - 2e = S+2 HIPO SulfurOSO SulfurOSO SulfúrICO Sº - 4e = S+4 Sº - 6e = S+6 Selenio: Seº - 2e = Se+2 Seº - 4e = Se+4 Seº - 6e = Se+6 HIPO SeleniOSO SeleniOSO SelénICO Titanio: Tiº - 2e = Ti+2 HIPO TitanOSO +3 Tiº - 3e = Ti TitanOSO Tiº - 4e = Ti+4 TitanICO FUNCIÓN I Anhídrido II Oxido III Acido a) Hidrácido b) Oxácido IV Base V Sal a) Hidrácida Acida Básica Neutra b) Oxácida Acida Básica Neutra - 230 - ELEMENTOS QUE LO IDENTIFICA COMPUESTO m+O m+O B B H+m H+m+O B T M + (OH) T M+m+H M + m +(OH) M+m T C B M+m+O+H M + m + O + (OH) M+m+O C C T
15. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O Ejemplos: LEYENDA: H = hidrógeno O = oxígeno NOMBRE DE LOS ANHÍDRIDOS Compuestos por metaloide y oxígeno, se les llama también “óxidos ácidos”, porque con agua dan ácido oxácido. METALOIDE + OXÍGENO = ANHÍDRIDO óxido de Sodio óxido cúprOSO Cl2O3 o Al+3O-2 2 3 C = cuaternario óxido férrICO Na2O o Na2+1O-2 T = ternario óxido ferrOSO -2 Fe2O3 o Fe2+3O3 B = binario M = metal FeO o Fe+2O-2 Cu2O o Cu+1O-2 2 m = metaloide óxido de aluminio NOMBRE DE LOS PEROXIDOS Peróxidos, son óxidos que tienen más oxígeno de lo que permite la valencia máxima del metal. Se forma agregando un átomo de oxígeno al óxido que forma el metal con su máxima valencia. Se les nombra con la palabra PERÓXIDO, seguido del nombre iónico del metal. Un anhídrido se le nombra con la palabra “anhídrido”, seguido del nombre iónico del metaloide. BaO + O = BaO2 SO o S+2O-2 SO2 o S+4O-2 PbO2+ O = PbO3 anhídrido sulfúrICO +1 Cl2O o Cl2 O-2 anhídrido HIPO clorOSO PERÓXIDO cúprico PERÓXIDO plúbico anhídrido sulfurOSO SO3 o S+6O-2 PERÓXIDO de hidrógeno (agua oxigenada) CuO + O = CuO2 anhídrido HIPO sulfurOSO PERÓXIDO de bario H2O + O = H2O2 Ejemplos: Mn2O3 + O = Mn2O4 PERÓXIDO mangánico +3 Cl2O3 o Cl2 O-2 anhídrido clorOSO 3 NOMBRE DE LOS ÁCIDOS +5 Cl2O5 o Cl2 O-2 anhídrido clórICO 5 N2O3 o N+3O-2 2 3 anhídrido nítrOSO Son compuestos que al disolverse en agua siempre producen iones H o H3O+. Son de sabor agrio, enrojecen el papel de tornasol, decoloran la fenolftaleína. Son de dos clases: Hidrácidos y Oxácidos. N2O5 o N+5O-2 2 5 anhídrido nítrICO A) ÁCIDOS HIDRÁCIDOS +7 Cl2O7 o Cl2 O-2 anhídrido PER clórICO 7 Son compuestos binarios constituidos por “H” y metaloide (especialmente halógeno). NOMBRE DE LOS ÓXIDOS Compuestos de metal y oxígeno, se les llama también “óxidos básicos” porque con el agua dan bases. HIDROGENO + METALOIDE = ÁCIDO HIDRÁCIDO METAL + OXÍGENO = ÓXIDO Cuando estos compuestos están libres son gaseosos y se acostumbra a nombrarlos con el “nombre iónico del metaloide”, seguido de la palabra “de Un óxido se le nombra con la palabra “óxido” seguido del nombre iónico del metal. - 231 -
16. hidrógeno”. Cuando están disueltos en agua se prefiere llamarlos con la palabra “ácido” seguido del nombre del metaloide terminado en hídrico. +1 o H3 P+5O-2 3 H3PO5 ácido fosfórICO H2CrO o H+1Cr+6O-2 ácido crómICO 3 2 3 (P+5) (Cr+6) Ejemplos: HCI +1 H2Cr2O7 o H2 Cr+6O-2 ácido dicrómICO (Cr+6) 2 7 clorURO de hidrógeno o ácido clorHÍDRICO HI H2MnO4 o H+1Mn+6O-2 ácido mangánICO (Mn+6) 2 4 YodURO de hidrógeno o ácido yodHÍDRICO HBr HMnO4 o H+1Mn+7O-2 ácido PERmangánICO 4 (Mn+7) BromURO de hidrógeno o ácido bromHÍDRICO C) ÁCIDOS ESPECIALES • ÁCIDO POLIHÍDRATADOS B) ÁCIDOS OXÁCIDOS Son compuestos ternarios de hidrógeno, oxígeno y metaloide; resultan de la combinación de un anhídrido con el agua. Son aquellos que se combinan con cantidades variables de agua. Cuando el metaloide es de “valencia impar” Se les nombra anteponiendo la palabra META, PIRO y ORTO, al nombre iónico del metaloide, según que la combinación del anhídrido se haya hecho en 1, 2 o 3 moléculas de agua. ANHÍDRIDO + AGUA = ÁCIDO OXÁCIDO Se les nombra con la palabra “ácido” seguido del “nombre iónico del metaloide”. Ejemplo: Fósforo con valencia +3: Ejemplos: P2O3 + H2O = 2HPO2 ácido METAfosforOSO +1 -2 H2SO4 o H2 S+6O4 ácido sulfúrICO (S+6) P2O3 + 2H2O = H4P2O5 ácido PIROfosforOSO +1 H2SO3 o H2 S+4O-2 3 ácido sulfúrOSO (S+4) P2O3 + 2H2O = 2H3PO3 ácido ORTOfosforOSO Cuando el metaloide es de “valencia par” -2 HNO2 o H+1N+3O2 ácido nitrOSO +1 +5 O-2 2 HNO3 o H N ácido nítrICO (N+3) Ejemplo: Carbono con valencia + 4: +5 (N ) CO2 + H2O = H2CO3 ácido METAcarbónICO HCIO o H+1CI+1O-2 ácido HIPOclorOSO (Cl+1) 2CO2 + H2O = H2C2O5 ácido PIROcarbónICO HCIO2 o H+1CI+3O-2 ácido clorOSO 2 (CI+3) CO2 + 2H2O = H4CO4 ácido ORTOcarbónICO HCIO3 o H+1CI+5O-2 ácido clórICO 3 (CI+5) Se les nombra de la siguiente manera: 1 anhídrido + 1 agua = META +1 +7 HCIO4 o H CI O-2 4 H3PO3 o H+1P+3O-2 3 ácido PERclórICO -7 (CI ) 2 anhídridos + 1 agua = PIRO ácido fosforOSO (P+3) - 232 - 1 anhídrido + 2 aguas = ORTO
17. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O • POLIÁCIDOS Ejemplos: Son aquellos que tienen más de dos átomos de metaloide en su molécula. HNSO ácido THIOnitroso (del HNO2) Se les nombra con la palabra ácido, seguido del nombre iónico del metaloide al cual se le antepone BI, TRI, TETRA, etc., según indique el subíndice del metaloiede en la fórmula. H2CSO ácido THIOcarbonoso (del H2CO2) HCIOS ácido THIOcloroso (del HCIO) H2CSO2 ácido DI THIOcarbónico (del H2CO3) NOTA HCISO2 ácido DI THIOclórico (del HCIO3) Todos los “piro-ácidos”, además de ser tales, pertenecen también al grupo de los “poliácidos” porque tienen 2 metaloides en su molécula. HCIS2O2 ácido DI THIOperclórico (del HCIO4) HCIS3O ácido TRI THIOperclórico (del HCIO4) H2S3O2 H4P2O7 H4B2O5 H4N2O5 ácido DI nitroso o piro nitroso H4N2O7 ácido DI nítrico o piro nítrico ácido TETRA THIOsulfúrico SULFOsulfúrico (del H2SO4) HCIS4 ácido DI bórico o pirobórico ácido TRI THIOsulfúrico (del H2SO4) H2S5 ácido DI fosfórico o pirofosfórico ácido DI THIO SULFÚRICO (del H2SO4) H2S4O Ejemplos: ácido TETRA THIOperclórico SULFOperclórico (del HCIO4) • PEROXÁCIDOS Son aquellos ácidos que se forma reaccionando el anhídrido de mayor valencia del metaloide, con agua oxigenada, H2O2. Otros ejemplos: Se les nombra con la palabra “ácido” seguida del “nombre iónico del metaloide” anteponiendo la palabra PER o PEROXI. H2B4O7 ácido TETRAbórico H2C3O7 ácido TRIcarbónico H2S4O13 ácido TETRAsulfúrico H2Si3O7 ácido TRIsilícico Ejemplos: P2O5 + 3H2O2 = H6P2O11 ácidoPEROXIortofosfórico SO3 + H2O2 = H2SO5 ácido PEROXIsulfúrico • THIOÁCIDOS Son ácidos que resultan de sustituir uno o más oxígenos del ácido oxácido, por azufre S-2 Se les nombra con el prefijo THIO, anteponiendo DI, TRI, etc., según el número de O-2 que hayan sido sustituidos por S-2. Si la sustitución es total, se le antepone SULFO al nombre del ácido. N2O5 + H2O2 = H2N2O7 ácido PEROXInítrico Cl2O7 + H2O2 = H2Cl2O9 ácido PEROXIperclórico CO2 + H2O2 = H2CO4 ácido PEROXIcarbónico 2SO3 + H2O2 = H2S2O8 ácido PEROXIdisulfúrico - 233 -
18. RADICALES HALOGÉNICOS (HSO4)-1 Son restos de la molécula de un ácido al cual de le ha quitado uno o más H+. Puede ser Radical halogénico hidrácido o Radical halogénico oxácido. SulfATO ÁCIDO o BI sulfato (del H2SO4) (SO4)-2 SulfATO (del H2SO4) A) RADICAL HALOGÉNICO HIDRÁCIDO (CO3)-2 CarbonATO (del H2CO3) Es el residuo del ácido halogénico al que se le ha quitado uno o más H+. (S2O8)-2 PEROXI disulfATO (del H2S2O8) Se le nombra haciendo terminar en URO el nombre genérico del ácido; anterior poniendo BI, o posponiendo la palabra ÁCIDO si queda todavía H+. (HCO3)-1 CarbonATO ÁCIDO o BI carbonATO (del H2CO3) (H2PO4)-1 FosfATO DI ÁCIDO o BI DI fosfATO (del H3PO4) (H2P2O7)-2 PIRO fosfATO DI ÁCIDO (del H4P2O7) (CSO2)-2 THIO carbonATO (del H2CO3) (HCS2O)-1 DI THIO bicarbonATO (del H2CO3) (Cl2O9)-2 PEROXI perclorATO (del H2Cl2O9) Ejemplos: Cl-1 Cloruro (del HCI) l-1 Yoduro (del HI) S-2 Sulfuro (del H2S) -1 F Fluoruro (del HF) (SH)-1 Sulfuro ácido o BI sulfuro (del H2S) (TeH)-1 Teloruro ácido o BI teloruro (del H2Te) NOMBRE DE LAS BASE o HIDRÓCIDOS B) RADICAL HALOGÉNICO OXÁCIDO Es el que resulta de quitarle 1 o más H+ a la molécula del ácido oxácido. Se les nombra cambiando la terminación OSO por ITO la terminación ICO por ATO, al nombre del ácido del que deriva; seguido de la palabra ÁCIDO, o anteponiendo el prefijo BI siempre y cuando haya restos de H+ en el radical, sin cambiar ningún prefijo al nombre del ácido. Son compuestos que resultan de la combinación de un óxido con el agua. Se caracterizan por la presencia del grupo (OH)-. Colorea de violeta el papel de tornasol y de rojo la fenolftaleína. ÓXIDO + AGUA = BASE o HIDRÓXIDO Se les nombra con la palabra “hidróxido” seguido del “nombre iónico” del metal. Ejemplos: (CIO2)-1 ClorITO (del HCIO2) Ejemplos: (CIO3)-1 ClorATO (del HCIO3) Hg(OH)2 o Hg+2(OH)-1 hidróxido mercúrico 2 (CIO4)-1 PlerclorATO (del HCIO4) (NO2)-1 NitrITO (del HNO2) (NO3)-1 NitrATO (del HNO3) Pb(OH)2 o Pb+2(OH)-1 hidróxido plumboso 2 Pb(OH)4 o Pb+4(OH)-1 hidróxido plúmbico 4 - 234 -
19. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O Ni(OH)2 o Nl+2(OH)-1 hidróxido hiponiqueloso 2 (HS)2Fe Sulfuro ácido ferroso o bilsulfuro de fierro Ni(OH)3 o Ni+2(OH)-1 hidróxido niqueloso 3 ICa(OH) Yoduro básico de calcio Ni(OH)4 o Ni+4(OH)-1 4 (HS)4Pb Sulfuro ácido plúmbico o bisulfuro plúmbico hidróxido niquélico NOMBRE DE LAS SALES S3[(OH)Pb]2 Sulfuro básico plúmbico Resultan de la combinación de un ácido (hidrácido u oxácido) con una base, por consiguiente siempre están conformadas por un “catión” que es metal de la base y el “anión” que es el “radical halogénico” del ácido. Puede ser sal hidrácida u oxácida. Cl (OH)Au Cloruro básico áurico I(OH)2Mn Yoduro DI básico mangánico S A L E S { Hidrácidas Oxácidas { { S[(OH)3Pb]2 Sulfuro TRI básico plúmbico B) SALES OXÁCIDAS Neutras: No tienen ni H+ ni (OH)Ácidas: Tienen H+ Básicas: Tienen (OH)- Resultan de la combinación de un ácido oxácido con una base. ÁCIDO OXÁCIDO + BASE = SAL OXÁCIDA Neutras: No tienen ni H+ ni (OH)Ácidas: Tienen H+ Básicas: Tienen (OH)- Se les nombra con el nombre iónico de radical halogénico (seguido de la palabra “ácido” si hay H+) seguido del nombre iónico del metal (anteponiendo la palabra “básico” si hay (OH)-). Ejemplos: (CIO)2Pb (CIO)4Pb Se les nombra con el nombre iónico del radical halogénico (seguido de la palabra “ácido” si tienen H+) seguido del nombre iónico del metal (anteponiéndole la palabra “básico” si tiene (OH)-). nitrato férrico (NO3)2(OH)Fe nitrato básico férrico dicromato áurico (MnO4)(OH)2Mn Permanganato dibásico mangánico (HBO3)Hg2 Borato ácido mercurioso o borato mercurioso. Carbonato ácido de calcio o bicarbonato de calcio. (SO5)2Pb ÁCIDO HIDRÁCIDO + BASE = SAL HIDRÁCIDA (NO3)3Fe (HCO3)2Ca Resultan de la combinación de un ácido hidrácido con una base hipoclorito plúmbico (Cr2O7)3Au A) SALES HIDRÁCIDAS hipoclorito plumboso PEROXIsulfato plúmbico Ejemplos: CINa Cloruro de sodio Cl2Cu Cloruro cúprico - 235 -
20. (HCSO2)2Ca THIOcarbonato ácido de calcio o BI THIOcarbonato de calcio (HCO4)2Ca a) Por ejemplo en el HPO2, el fósforo es de valencia +3, el ácido tiene un solo H+ que es insustituible, luego este ácido no da sales. Bi PEROXIcarbonato de calcio o PEROXIcarbonato ácido de calcio b) El ácido PIRO FOSFOROSO, H4P2O5, puede dar sales mono, di y tri ácidas. SALES DOBLES Ejemplos: Son las sales que tienen dos metales. AIHP2O5 Se les nombra igual que cualquiera de las sales sólo que antes de nombrar los iones metálicos se escribe la palabra “doble”. AI2(H2P2O5) PIRO fosfito DI ácido de aluminio (SO4)2AlK Sulfato ácido doble de potasio y sodio PO4Na(OH)Mg Fosfato doble de sodio básico de Magnesio (HCO3)6AlFe Fe3(HP2O5)2 PIRO fosfito ácidoferroso Sulfato doble de aluminio y potasio (HSO4)KNa PIRO fosfito de aluminio Bicarbonato doble de aluminio férrico Fe(H3P2O5)3 PIRO fosfito TRI ácido férrico ÓXIDOS DOBLES Resultan de escribir en una sola forma las fórmulas de los óxidos terminados en OSO e ICO. Se les nombra con la palabra ÓXIDO seguida de los “nombres iónicos” de los metales. FeO + Fe2O3 = Fe3O4 óxido ferroso férrico 2SnO + SnO = Sn3O4 óxido estañoso estánico PECULIARIDADES DE LOS ÁCIDOS DEL FÓSFORO 2PbO + Pb2O3 = Pb3O4 óxido plumboso plúmbico 1.- El ácido con P de Val + 1 da sólo el ácido ORTO: H3PO2 MnO + Mn2O3 = Mn3O4 óxido manganoso mangánico ácido ORTO fosforoso o HIPOFOSFOROSO 2.- En el ácido hipofosoforoso sólo un hidrógeno es sustituido por metal, los otros dos son insustituibles, de manera que las sales son siempre DI-ÁCIDAS y cuando se lee la fórmula casi siempre se prescinde la mención de esta di-acidez. Son derivados de algunos HIDRUROS a los cuales se les agrega un H+, dando origen a un radical positivo monovalente. Se les nombra haciendo terminar en ONIO el nombre del hidruro que lo origina. Ejemplo: (H2PO2)Pb RADICALES CATIONES COMPUESTOS Ejemplos: Hiposulfito plumboso NH3 + H+ = (H2PO2)6CaPb 3.- En los ácidos formados con el fósforo Val +2, siempre hay un HIDRÓGENO INSUSTITUIBLE, de manera que sus sales son “mono ácidas” y/o “di-ácidas”. - 236 - AnONIO PH3 + H+ Hiposulfito doble de calcio plúmbico (NH4)+ = (PH4)+ FosfONIO AsH3 + H+ = (AsH)4 ArsONIO H2O + H+ = (H3O)+ HidONIO H2S + H+ = (H3S)+ SulfONIO +
21. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O ANFOTERISMO DEL CROMO, NITROGENO Y MANGANESO Según la valencia, estos elementos pueden funcionar como metales o como metaloides, por consiguiente con el oxígeno pueden formar óxidos o anhídridos, y éstos con el agua a su vez forman BASES ó ÁCIDOS respectivamente. Ver el siguiente cuadro. ELEMENTO VALENCIA MÁS OXÍGENO NOMBRE DEL COMPUESTO MÁS AGUA NOMBRE DEL COMPUESTO Cr +2 CrO óxido cromoso Cr(OH)2 hidróxido cromoso Cr +3 Cr2O3 óxido crómico Cr(OH)3 hidróxido crómico Cr +6 CrO3 anhidrido crómico H2CrO4 ácido crómico N +1 N2O óxido nitroso N(OH) hidróxido nitroso N +2 NO óxido nítrico o monoxido de nitrógeno N(OH)2 hidróxido nítrico N +4 NO2 óxido de nitrógeno o bioxído de nitrógeno N(OH)4 hidróxido nitrógeno N +3 N2O3 anhidrido nitroso HNO2 ácido nitroso N +5 N2O5 anhidrido nítrico HNO3 ácido nítrico Mn +2 MnO óxido manganoso Mn(OH)2 hidróxido manganoso Mn +3 Mn2O3 óxido mangánico Mn(OH)3 Mn +4 MnO2 óxido de manganeso o dióxido de manganeso Mn(OH)4 hidroxído de manganeso Mn +6 MnO3 anhidrido mangánico H2MnO4 ácido mangánico Mn +7 Mn2O7 anhidrido permangánico HMnO4 ácido permangánico - 237 - hidróxido mangánico
22. UNIDADES QUÍMICAS DE MEDIDA W = peso de una porción de elemento, en g ÁTOMO-GRAMO Y MOLÉCULA-GRAMO A = peso atómico expresado en gramos. # At-g = número de at-g ÁTOMO Es un corpúsculo elemental de extremada pequeñez, constituido por un “núcleo” que contiene protones y neutrones y una población de electrones que giran alrededor del núcleo, formando lo que se llama “envoltura” y que es un verdadero conjunto de cáscaras esféricas energéticas. MOLÉCULA-GRAMO o MOL Es una porción de una sustancia donde hay 6,023 . 1023 moléculas, cuyo peso en gramos es numéricamente igual a su peso molecular. Ejemplo: MOLÉCULA P.m. H2O = 18 Es la mínima porción de una sustancia, conformada por un átomo o un grupo de átomos, que puede existir en estado de libertad, sin tendencia a la combinación. Luego: 18 g H2O se llama “molécula-gramo” o “mol” y en él hay 6,023 . 1023 moléculas de H2O. El número de moles que hay en un peso cualquiera de sustancia se calcula así: NÚMERO DE AVOGRADO W n = ––– M 6,023. 1023 indica: W = peso cualquiera de sustancia, en “g” a) El número de átomos que hay en una porción de elemento que se llama “átomo-gramo”. M = peso molecular expresado en gramos, se llama mol. b) También el número de moléculas de una sustancia que hay en una porción de sustancia que se llama “molécula-gramo”. n = número de moles ÁTOMO-GRAMO Ejemplo: Es una porción de elemento donde hay 6,023 . 1023 átomos y cuyo peso en gramos numéricamente es igual a su peso atómico. ¿Cuántas moles de NaOH hay en 70 g? Dato: P.m. de NaOH = 40 Luego: MNaOH = 40 g/mol Ejemplo: P.a. Au = 197 ∴ Luego una barrita de 197 g Au se llama átomo-gramo y en esta barrita hay 6,023 . 1023 átomos de Au. El número de “átomo-gramos” que hay en un peso cualquiera de elemento se calcula así: W # At – g = ––– A 70 g n = –––––––– = 1,75 mol de NaOH 40 g/mol EL ESTADO GASEOSO GAS Es un estado de la materia en la que las moléculas gozan de movimiento libre e independiente, alejándose y acercándose entre sí en forma desordenada. Sus movimientos son rectilìneos, caóticos y elásticos. - 238 -
23. F O R M U L A R I O El volumen “V” que ocupa, la temperatura “T” y la presión “P” que ejerce, son variables en los gases, y según como varían se relacionan como leyes permanentes. SÓLIDO Forma y volumen Definido LÍQUIDO Sólo volumen definido M A T E M Á T I C O LEY DE CHARLES “A presión constante, los volúmenes de un gas varían en forma directamente proporcionales a las temperaturas absolutas”. El proceso se llama “isobárico”. V1 V2 ––– = ––– T1 T2 P P GAS Ni forma ni volumen definido V1 V2 { T1 { T2 LEY GENERAL DE LOS GASES “En todo gas ideal el producto de la presión absoluta por el volumen, dividido entre la temperatura absoluta es constante”. P1 . V1 P2 . V2 –––––– = –––––– T1 T2 LEY DE GAY-LUSSAC “A volúmenes constantes, las presiones absolutas varían en forma directamente proporcional a las temperaturas absolutas”. El proceso se llama “isométrico” o “isócoro”. LEY DE BOYLE Y MARIOTTE P1 P2 ––– = ––– T1 T2 “A temperatura constante, los volúmenes de un gas varía en forma inversamente proporcionales a las presiones absolutas”. El proceso se llama “isotérmico”. P P P1V1 = P2V2 P1 V1 { P2 V1 V2 T { { V2 T1 T - 239 - { T2
24. DENSIDAD DE UN GAS LEY DE DIFUSIÓN o LEY DE GRAHAM La densidad de un gas es variable y depende de las condiciones, es decir depende de la temperatura que tiene y del volumen que está ocupando, en todo caso, la densidad es: “La velocidad de difusión de los gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus masas moleculares o de sus densidades”. ____ V1 √Pm2 ––– = –––––– ____ V2 √Pm1 W δ = ––– V N Unidades SI: ––– m3 ___ V1 √D2 ––– = ––––– ___ V2 √D1 NH4CL (Blanco) Pero que está sometida a una variación que depende de la presión y temperatura, según la siguiente ley: Vapor de HCL δ1 P1 T2 ––– = ––– . ––– δ2 P2 T1 Vapor de NH3 HCL P.m. 36,5 (Verdoso) P.m. 17NH3 (Incoloro) ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES P=k P.V=n.R.T P = presión de un gas en reposo V = volumen que ocupa ese gas en reposo. N = número de moles que contiene R = constante general de los gases, cuyo valor depende de las unidades que se usan. T = temperatura absoluta del gas. Valores que se emplea para R, según las unidades que se usa en el problema; T=k atm . L R = 0,082 ––––––– mol . K Esta ley dice: mmHg . L R = 62,4 ––––––––– mol . K “La densidad de un gas varía en forma directamente proporcional a su presión absoluta y en forma inversamente proporcional a su temperatura absoluta”. psia . ft3 R = 10,7 ––––––––– Mol-lib . R - 240 -
25. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O Ejemplo: MEZCLA DE GASES Calcular el peso de CO2 encerrado en un recipiente y que está a 800 mmHg de presión, a 67ºC y ocupa un volumen de 84,96 litros. Es la reunión de dos o más gases en la que cada uno conserva sus características. LEYES DE DALTÓN Cálculo de la masa: 1.- “En una mezcla de gases que ocupa un volumen, la presión total es igual a la suma de las presiones parciales”. De: P . V = n . R . T m R ⇒ P . V = –– . –– M T P.V.M ∴ m = –––––––– R.T PT = p1 + p2 + p3 + … PT = presión de la mezcla (I) p = presión parcial de cada gas Adecuando los datos: 2.- “En una mezcla de gases, las presiones parciales son directamente proporcionales al número de moles o número de moléculas”. P = 800 mmHg T = 67ºC + 273 = 340 K PT p1 p2 p3 ––– = ––– + ––– + ––– + … nT n1 n2 n3 V = 84,96 L g M = 44 ––– mol PT = presión total de la mezcla p mmHg . L R = 62,4 ––––––––– mol . K = presiones parciales nT = total de moles de la mezcla n Sustituyendo en (I) los datos adecuados: = moles de cada gas en la mezcla Ejemplo: 800 . 84,96 L . 44 g/mol m = ––––––––––––––––––––– = 140 g mmHg . L 62,4 ––––––––– . 340 K mol . K Se mezcla 3 moles de O2 y 2 moles de CO2. La presión total es de 1000 mm de Hg. Calcular la presión parcial de cada gas. Pero: w = m . g PT p1 ––– = ––– nT n1 Luego: de donde: m m w = 140 g . 9,8 –– = 1,37 kg . –– 2 s s2 PT p1 = n1 ––– nT Por lo tanto: w = 1,37 N de CO2 Sustituyendo los datos: HIPÓTESIS DE AVOGRADO Y AMPERE Para el O2: “En volúmenes iguales de gases distintos que estén a la misma presión y a la misma temperatura existe el mismo número de moléculas”. - 241 - 1000 mm pO2 = 3 mol ––––––––– = 600 mm Hg 5 mol
26. Para el CO2: Mm = fm1 . M1 + fm2 . M2 + … 1000 mm pCO2 = 2 mol ––––––––– = 400 mm Hg 5 mol Mm = peso promedio de una mol de la mezcla. LEY DE AMAGAT fm1, fm2 = fracción molar de cada gas. “Cuando se mezcla gases distintos, todos a la misma presión y a la misma temperatura, manteniendo esa misma presión y temperatura al ser mezclados, el volumen de la mezcla es igual a la suma de los volúmenes parciales”. M1, M2 = valor de la mol de cada gas. Ejemplo: Se mezcla 2 mol de He con 5 mol de CH4. Calcular el Pm promedio. VT = v1 + v2 + v3 + … Mm = fmHe . MHe + fmCH4 . MCH4 (I) Cálculo de las fracciones molares: NÚMERO DE MOLES, VOLUMEN Y PRESIÓN PARCIALES RELACIONADO EN PORCENTAJE nHe % n1 = % v1 = % p1 Sumando: n1 = número de moles de uno de los gases en la mezcla. = 2 mol nCH4 = 5 mol ––––––––––––– nT = 7 moles n1 Sabiendo que: fm1 = ––– nT v1 = volumen parcial que ocupa uno de los gases. 2 mol fmHe = ––––– = 0,2857 7 mol p1 = presión parcial que ejerce uno de los gases. 5 mol fmCH4 = ––––– = 0,7143 7 mol FRACCIÓN MOLAR Es la relación entre las moles de uno de los gases que hay en la mezcla y el total de moles de la mezcla de gases. Además: MHe= 4g /mol y MCH4 = 16gr /mol Sustituyendo en (I) n1 fm1 = ––– nT Mm = 0,2857 . 4 g/mol + 0,7143 . 16g /mol g = 12,6716 ––– mol numéricamente Mm = Pm fm1 = fracción molar. n1 = número de moles de uno de los gases en la mezcla. nT = número total de las moles que hay en la mezcla. ∴ Pm = 12,6716 GASES HÚMEDOS GAS HÚMEDO PESO MOLECULAR DE UNA MEZCLA DE GASES Para calcular en Pm, se calcula el peso promedio de una mol de mezcla, ya que numéricamente el Pm, y la mol de un gas son iguales. Es aquel gas que está mezclado con algún vapor (de agua, de gasolina, de éter, de alcohol, etc.). Para calcular la presión del gas húmedo, se aplica la Ley de Daltón: - 242 -
27. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O Ejemplo: PH = Pv + Pg A 20º C la presión de saturación de humedad de un gas es 17.5 mm (este dato está tabulado en los libros), pero al momento de la medida, la presión parcial del vapor es 14 mm. ¿Cuál es la humedad relativa? Por consiguiente: Pg = PH - Pv pv 14 mm H.r. = ––– . 100 = –––––––– . 100 = 80% ps 17,5 mm Donde: Pg = presión del gas (seco). DETERMINACIÓN DE PESOS ATÓMICOS PH = presión total del gas húmedo. Pv = presión del vapor. 1.- Peso atómico aproximado: HUMEDAD RELATIVA MÉTODO DEL M.C.D. o de CANIZZARO Se denomina Humedad Relativa al porcentaje de vapor de agua que tiene un gas con respecto a su punto de saturación de vapor. Se determina los pesos del elemento en el peso molecular de dos o más compuestos que contengan dicho elemento; el M.C.D. de estos pesos es el P.a. aproximado del elemento cuyo peso atómico se busca. Cuando el gas está totalmente saturado de vapor de agua la humedad relativa es 100% 2.- Peso atómico exacto: MÉTODO EL CALOR ESPECÍFICO pv Hr = ––– . 100 ps Se necesitan conocer las siguientes proposiciones: a) LEY DE DULONG Y PETIT o: Pa . Ce = 6,4 w1 Hr = ––– . 100 wT Pa = Peso atómico. Ce = Calor específico. b)PESO EQUIVALENTE o EQUIVALENTE GRAMO Hr = humedad relativa. pv = presión parcial del vapor de agua a determinada temperatura. ps = presión parcial del vapor de agua, cuando la mezcla está saturada de vapor, a la misma temperatura. Es una porción del elemento, en gramos, que se combina o desplaza 8 g de oxígeno, 1,008 g de hidrógeno, o 35,46 g de cloro. Matemáticamente se calcula así: w1 = peso de vapor de agua presente en un determinado volumen (llamado también humedad absoluta). wT = peso total de vapor de agua necesario para que el volumen de gas anterior llegue a su total saturación. - 243 - A Eq - g = –– V Eq - g = equivalente-gramo. A = átomo-gramo del elemento o P.a. expresado en gramos. V = valencia del elemento.
28. 5g Eq-g M –––– = –––––– 1,2 g 8g NOTA.- ∴ Un elemento tiene tantos equivalentes como valencias tenga. de donde: Eq M = 33,3 g Ejemplo: 56 g Eq-g Fe+2 = –––– = 28 g 2 56 g Eq-g Fe+3 = –––– = 28 g 3 LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS Fe (del ferroso) Fe (del férrico) LEYES PONDERALES Son las que gobiernan las masas (o los pesos) de los cuerpos que reaccionan y de los cuerpos que resultan. Son 4: LEY DE LA COMBINACIÓN EQUIVALENTE DE LOS ELEMENTOS “Los pesos de dos elementos que se combina, o son sus equivalentes los que se combina o son proporcionales a estos pesos equivalentes”. W1 Eq1 ––– = ––– W2 Eq2 1.- LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA o DE LAVOISIER “La masa de un sistema permanece invariable, cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él”. 2.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS o DE PROUST W1 = peso de un elemento que se combina con el peso W2 de otro elemento. W2 = peso del otro elemento que se combina con el peso de W1 del elemento anterior. “Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un cuerpo determiando, lo hacen siempre en una proporción fija y constante”. 3.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES o DE DALTÓN Eq1 = peso equivalente del elemento 1. “Lo pesos de un elemento, que se combinan con un mismo peso de otro para formar compuestos distintos varían según una relación muy sencilla”. Eq2 = peso equivalente del elemento 2. Ejemplo: 5 gramos de un metal se oxida con 1,2 g de oxígeno. ¿Cuál es el equivalente del metal? 4.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE WENZEL-RITCHER “Los pesos de dos o más cuerpos que reaccionan con un mismo peso de otro, son los mismos, o sus múltiplos, los que reaccionan entre sí, el caso de ser suceptibles de reaccionar”. PROCEDIMIENTO: WM = 5 g WO2 = 1,2 g Eq-g M = ? Eq-gO2 = 8 g LEYES VOLUMÉTRICAS Son las que regulan o gobiernan los volúmenes de los gases que reaccionan y los volúmenes de los gases producidos. - 244 -
29. F O R M U L A R I O 1.- LEYES VOLUMÉTRICAS o DE GAY-LUSSAC M A T E M Á T I C O CONCENTRACIÓN “En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que reaccionan y los volúmenes de las sustancias gaseosas producidas, están relacionados por números enteros sencillos y constantes”. La concentración de una solución es la que indica la “cantidad relativa” de soluto que hay en una solución. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN CONTRACCIÓN FORMAS FÍSICAS En una reacción química, es la disminución que experimentan los volúmenes de las sustancias gaseosas que reaccionan”. 1.- EL PORCENTAJE POR PESO: N2 + 3H3 ¸ 1 vol 3 vol 2 NH3 peso soluto % de soluto = ––––––––––––– . 100 peso solución (1) 2 vol Ejemplo: s-v C = ––––– s Se disuelve 3 gramos de sal en 12 g de agua. ¿Cuál es la composición porcentual? 3g % de sal por peso = –––––––– . 100 = 20% 3 g + 12 g C = contracción. s = suma de volúmenes gaseosos reactantes. v = suma de volúmenes gaseosos que resultan. 2.- GRADOS BAUME Es una forma de medir las concentraciones de las soluciones líquidas de acuerdo a su densidad. Ejemplo: Para la ecuación (1): La escala de Baumé es una escala de densidades que toma como puntos de referencia la densidad de agua pura y la densidad de una solución de NaCl al 10%. 4-2 1 C = ––––– = –– 4 2 Para líquidos más densos que el agua, la densidad del agua es 0º Bé y la densidad de la solución de NaCl al 10% corresponde a 10º Bé. EL ESTADO LÍQUIDO SOLUCIONES SOLUCIÓN Mezcla homogénea de dos sustancias, en la que una es el “solvente” y la otra es el “soluto”. SOLVENTE Para líquidos menos densos que el agua, por ejemplo: soluciones de gases en agua, la densidad de la solución de NaCl al 10% corresponde a 0º Bé y la del agua pura corresponde a 10º Be. Sustancia en la cual se disuelve otra sustancia (generalmente es el agua). Por eso, hay densímetros Bé para líquidos más densos que el agua y otros para líquidos menos densos. SOLUTO Para líquidos más densos que el agua: Sustancia que se disuelve en el solvente. 145 n = 145 - –––– p.e Solución = solvente + soluto - 245 -
30. Para líquidos menos densos que el agua: 258 g Eq - gAl+3 = ––––– = 86 g de KAI(SO4)2 3 140 n = –––– - 130 p.e 258 g (SO4)-2 = ––––– = 64,5 g de (SO4)2 4 2 n = ºBé MILI-VALENTE p.e. = peso específico de la solución. Es la milésima parte de un equivalente. EQUIVALENTE-GRAMO (Eq-g) DE COMPUESTOS FRACCIÓN MOLAR EN UNA SOLUCIÓN a.- De un ácido: Es la proporción de moles de soluto o solvente que hay en una solución, o en otras palabras es el “tanto por uno” de soluto o solvente en la solución. M Eq - gA = –––– #H+ n1 fm1 = ––– nT #H+ = número de hidrógenos iónicos que contiene la molécula de ácido. b.- De una base: fm1 = fracción molar del soluto o solvente (según) n1 = número de moles de soluto o solvente (según) M Eq - gB = –––––– #(OH)- nT = número total de moles de la solución. (OH)- = número de grupos oxhidrilo iónico que contiene la molécula de la base. FORMAS QUÍMICAS PARA MEDIR LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES NOTA.- 1.- MOLARIDAD Está dada por el número que indica el número de moles de soluto que habría en 1 litro de solución. La equivalencia se manifiesta en una reacción y está dada por el número de H+ o OH- de una molécula que han sido sustituídos, según sea ácido o base. #Moles soluto Molaridad = –––––––––––––– #Litros solución c.- De una sal: Se da con respecto a uno de los elementos o a uno de los iones que constituyen la sal. M Eq - g S = ––––––––––––––––––––––––––––––– número Eq - g del elemento o radical o: n CM = ––– V Ejemplo: Calcular el equivalente del KAI (SO4)2 Se disuelve 20 gramos de NaCl en 110 cm3 de solución. ¿Cuál es la concentración molar de la solución? Con respecto al K+, Al+3 y (SO4)-2 Se sabe que: Ejemplo: 2 n CM = ––– V 258 g Eq - gK+ = ––––– = 258 g de KAI(SO4)2 1 - 246 - (I)
31. F O R M U L A R I O M A T E M Á T I C O Donde: #Eq - g soluto Normalidad = –––––––––––– #lit solución w 20 g n = ––– = –––––––––– = 0,341 mol M 58,5 g/mol o: V = 110 cm3 = 0,110 L # Eq-g CN = ––––––– V Sustituyendo en (I): 0,341 mol mol CM = ––––––––– = 3,1 –––– 0,110 L L Ejemplo: Se disuelve 30 gramos de Ca(OH)2 en 120 cm3 de solución. Calcular la concentración normal de la solución. ∴ Concentración Molar = 3,1 M 2.- MOLARIDAD Está dada por un número que indica el número de moles de soluto que habría en 1 kg de solvente. w 30 g # Eq - g = –––––– = –––––––––– = 0,81 eq - g Eq - g 37 g/eq-g #Moles soluto Molalidad = ––––––––––––– #Kg solvente V = 120 cm3 = 0,120 L Sustituyendo en la fórmula: o: n CM = ––– W 0,81 eq - g eq - g –––––––––– = 6,75 –––––– 0,120 L L Ejemplo: Concentración Normal = 6,75 N Se disuelve 20 g de NaCL en 100 g de agua. Calcular la concentración molal de la solución. Donde: DILUCIÓN Y AUMENTO DE LA CONCENTRACIÖN Cuando a una solución se añade solvente la solución se diluye, es decir baja la concentración. w 20 g n = ––– = –––––––––– = 0,341 mol M 58,5 g/mol w = 100 g = 0,100 kg Cuando de alguna manera se le extrae solvente; es decir, se le disminuye el solvente, la solución se concentra, sube su concentración. Sustituyendo en la fórmula: En todo caso, se cumple la siguiente propiedad: 0,341 mol mol Cm = –––––––––– = 3,41 –––– 0,100 kg kg C1V1 = C2V2 C1 = concentración de la solución al principio. ∴ Concentración Molal = 3,41 m V1 = volumen de la solución al principio. 3.- NORMALIDAD Está dada por un número que indica el número de equivalentes gramo del soluto que habría en 1 litro de solución. - 247 - C2 = concentración de la solución al final. V2 = volumen de la solución final.
Bibliografia.
-http://www.slideshare.net/juanchojuancho/libro-de-quimica-para-preuniversitarios?qid=f62bc1d3-450b-461a-8f90-7c157747f84f&v=qf1&b=&from_search=2

BIOLOGÍA.

Resumen de la Materia de Biología PRIMERA UNIDAD NATURALEZA DE VIDA BIOLOGIA:1, Ciencia que trata del estudio de la vida (estudia la materia viva y todos sus niveles de organización).2, Ciencia porque conoce y descubre una serie de procesos vitales a través de la observación y a experimentación (MétodoCientífico).3, La Materia Viva es un COLOIDE, formado por sustancias orgánicas, agua y otros minerales. TEMA l SUSTANCIAS QUIMICAS DE LA MATERIA VIVA CONCEPTO DE PROTOPLASMA “Sustancia que constituye la materia viva de la célula, se encuentra en un estado muy especial caracteristico de los seres vivos: el COLOIDAL” El protoplasma esta compuesto por compuestos orgánicos e inorgánicos. El 99% del Protoplasma esta constituido por CHON “La materia viva es un coloide formado por sustancias orgánicas, agua y minerales” ESTADO FISICO COLOIDAL“COLOIDE, es una disolución formada pr cúmulos de partículas o micelas que permanecen suspendidas, perono son capaces de atravesar una membrana permeable. Es el intermedio entre lo sólido, gaseoso y líquido; es unamezcla de los tres”Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 1
2. Resumen de la Materia de Biología SUSTANCIA QUIMICAS DE LA MATERIA VIVA La materia viva está formada por BIOELEMENTOS (70 conocidos) Según su abundancia e importancia en los organismos vivos, se pueden clasificar en dos grupos: BIOELEMENTOS BIOELEMENTOS PRINCIPALES SECUNDARIOS Carbono ( C ) Calcio (Ca) Hidrógeno (H) Sodio (Na) Oxígeno (O) Potasio (K) Nitrógeno (N) Magnesio (Mg) Fósforo (P) Hierro (Fe) Azufre (S) Cloro (Cl) Silicio (Si) Boro (B) Manganeso (Mn) Yodo ( I ) Flúor (F) Y otros que pueden faltar como: Aluminio (Al) Zinc (Zn) Bromo (Br) Los bioelementos se organizan en Componentes Orgánicos e Inorgánicos. CARBONO Los componentes orgánicos de la materia viva están constituidos por carbono “C” como elemento principal. En la naturaleza, se encuentra en distintas sustancias, y es el componente principal de los seres vivos. CARACTERISTICAS: Pueden combinarse con cuatro átomos iguales o diferentes de él. Tienen la capacidad de formar cadenas uniéndose entre sí y con otros elementos: H, O, N, S y Fe entre otros. Puede hacerlo formando enlaces covalentes simples, dobles y triples (COVALENTE: se refiere a que un enlace tiene lugar entre átomos al compartir pares de electrones). Las cadenas pueden ser lineales o anilladas A las cadenas y anillos se pueden unir otros grupos funcionales.PRINCIPALES COMPONENTES ORGANICOS: Esqueleto de Carbono Carbohidratos o Azúcares (CHO) Estos compuestos Proteínas o Enzimas (CHON) estan formados Lípidos o Grasas (aceites, mantecas, ceras y esteroides (CHO) por MOLECULAS Acidos Nucleicos (ADN y ARN) algunas grandes y otras pequeñasProfesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 2
3. Resumen de la Materia de BiologíaCOMPONENTES INORGANICOS Agua Minerales PROTEINAS CONCEPTO: “Son sustancias formadoras o estructurales” “Sustancias de elevado peso molecular (Moléculas muy grandes →Macromoléculas). Son las moléculas más grandes que forman el organismo” “Formadas principalmente por CHON (el nitrógeno es el que hace que la composición de una proteína sea diferente a la de un carbohidrato o a la de una grasa) y en menor grado S y P” “Algunas actúan como aceleradoras de procesos químicos (funciones enzimáticas), además funciones especificas (hormonas)” Existe gran variedad de proteínas. Por ejemplo: la Hemoglobina (que se encuentra en la sangre, es una proteína compuesta (globulina + hem) donde el Hem es una sustancia que contiene hierro) y la Miosina (que se encuentra en los músculos) y la Albúmina (componente de la clara de huevo) “Debido a que Cada especie posee su propio juego de proteínas y cada organismo posee específicamente el propio, estas son unas de las sustancias más importante en los organismos”. Ya que la producción de proteínas en los organismos se controla genéticamente. Por ejm: cuando se realizan las tranfusiones sanguíneas se debe estar muy seguro de cuál es el grupo sanguíneo del donante y el del receptor. Porque si no son compatibles, es decir, no tienen el mismo juego de proteínas, el receptor puede entrar en estado de shock y hasta morir.“PESO MOLECULAR DE UN COMPUESTO QUIMICO, es la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman la molécula”COMPOSICION QUIMICA: Material orgánico compuesto por subunidades llamadas AMINOACIDOS, unidas por enlaces peptídicos. AMINOACIDO, es la unidad básica de las proteínas. Son compuestos organicos formados por un grupo amino (NH2) y un grupo carboxilo (COOH) ENLACES PEPTIDICOS, es la unión entre el carbono de un grupo ácido y el nitrógeno de un grupo amino.(Por eso decimos que las proteínas son cadenas de aminoácidos, los cuales forman largas cadenas de ellos (POLIPEPTIDOS), pero para que esto ocurra es necesario que se desprenda una molécula de agua).Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 3
4. Resumen de la Materia de Biología Las uniones o enlaces peptídicos entre los aminoácidos, para formar las proteínas, se producen en las células, dentro del citoplasma, en las estructuras llamadas RIBOSOMAS, cuya función es la síntesis de proteínas. GRUPO AMINO GRUPO ACIDO FORMULA GENERAL DE UN AMINOACIDO O NH2 O ⁄⁄ │ ⁄⁄ ―NH2 –C–C R― C ― C OH │ H OH El grupo -NH2 o Grupo Amino, es caracteristico de las proteínas. Produce la función AMINA El grupo -R o Radical, es una cadena de átomos. Este grupo hace la diferencia en cada aminoácido y puede estar formada de uno o más átomos de carbono o de otros elementos. El átomo de carbono, llamado carbono alfa (α), se une al grupo amino. Y finalmente el grupo carboxilo, es el grupo funcional que caracteriza al grupo ácido. GRUPO FUNCIONAL Es un grupo de átomos a los que corresponde una serie de propiedades. Algunos grupos funcionales son: El GRUPO CARBOXILO: permite funciones ácidas. El GRUPO AMINO: produce la función amina El resto de la molécula se denomina radical y puede influir en las propiedades del grupo. LAS PROTEINAS, se forman a partir de 20 aminoácidos naturales. Algunos de ellos los podemos sintetizar, otros, no. A los aminoácidos que no podemos sintetizar se les conoce con el nombre de AMINOACIDOS ESENCIALES, los cuales se obtienen consumiendo huevos, cereales, diversos tipos de carne, leche, frijoles y soya. AMINOACIDOS ESENCIALES Valina Metionina Fenilalanina Triptófano Lisina Isoleucina Leucina Histidina (en niños) TreoninaProfesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 4
5. Resumen de la Materia de Biología CLASIFICACION DE LAS PROTEINAS DE ACUERDO CON SU SOLUBILIDAD, FORMA, COMPOSICION, FUNCION Y ESTRUCTURA: SOLUBILIDAD POCO SOLUBLES: Las PROTEINAS FIBROSAS MUY SOLUBLES: Las PROTEINAS GLOBULARES COMPOSICION SIMPLES O HALOPROTEINAS, formados únicamente por aminoácidos CONJUGADAS O HETEROPROTEINAS, además de aminoácidos, contienen a otro grupo como carbohidratos, lípidos, metales, ácidos nucleicos FORMA: se clasifican en FIBROSAS, tienen forma de filamento, son poco solubles en agua, forman complejos sólidos muy grandes porque son estructuras que permiten la formación de un tejido. En fin las proteínas fibrilares, en su mayoría, cumplen una Función estructural (porque forman parte de los tejidos o estructuras: pelo, uñas, cuernos y cascos) Por ejm: Ejemplo de proteína Se encuentra en: FUNCION fibrosas (actividad) MOVIMIENTO MUSCULAR la actina y la miosina son proteínas y cumplen funciones de contracción Actina en los flagelos y los cilios de algunos protistas FLAGELOS (proyección del citoplasma en forma de látigo. Usada en la CONTRACCION Miosina locomoción de ciertos organismos organismos sencillos y por los espermatozoides de muchos organismos pluricelulares) CILIOS (proyecciónes del citoplasma semejantes a pequeños cabellos. Permiten el movimiento de algunas células como el paramecio) Constituye la capa externa de la piel, el pelo y las uñas en el ser humano y Queratina las escamas, pezuñas, cuernos y las plumas en los animales. Protege el cuerpo del medio externo y es por ello insoluble en agua. Forma parte de hueso, piel, tendones y cartílagos, es la proteína más abundante en los vertebrados. Cumple una función estructural en los Colágeno huesos. ESTRUCTURAL Elastina Arterias, ligamentos (constituyen un elemento básico estructural del tejido conjuntivo ó conectivo elástico de los ligamentos, de la piel, de los cartílagos y de las paredes arteriales principalmente) Exclerotina Exoesqueleto de los insectos.Exoesqueleto de los artrópodos Hongos (la QUITINA,es un polisacárido estructural que constituye el Quitina caparazón de los crustáceos y la epidermis de los insectos, ademas de un componente presente en los hongos)Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 5
6. Resumen de la Materia de Biología GLOBULARES, cumplen funciones específicas tales como ser relativamente solubles y muy compactas, debido al gran enrollamiento de la larga cadena polipéptida. Ejm: FUNCION Ejemplo de Se encuentran en: proteína Globular (Actividades) Ribonucleoso Hidrólisis de ARN ENZIMATICAS Citocromo Transfiere electrones Tipsina Hidrólisis de algunos péptidos Insulina Forma glucógeno HORMONAL Hormona del Crecimiento de huesos, renovación y elasticidad de los crecimiento tejidos epiteliales Zeína Transporta oxígeno (presente en el maíz) RESERVA Seroalbúmina Transporta ácidos grasos en la sangre ENERGETICA Caseína Transporta oxígeno en los músculos PROTECCION Anticuerpos Forma complejos delante de proteínas extrañas O DEFENSA Trombina Coagulación (VERTEBRADOS) FUNCION: estructurales, movimiento, protectoras, transporte, enzimas, contráctiles y hormonas. FUNCIONES DE LAS PROTEINASESTRUCTURAL Porque forman parte de los tejidos o estructuras (pelo, uñas, cuernos, cascos) PROTECCION También se le conoce como función de DEFENSA y la cumplen muy bien cuando se trata por ejm: de los anticuerpos, los cuales son proteínas y se presentan en los vertebrados. Los ANTICUERPOS, se producen cuando una sustancia llamada ANTIGENO (sustancia capaz de estimular la formación de un anticuerpo), penetra en los líquidos orgánicos. El anticuerpo y el antígeno reaccionan químicamente; estas reacciones son muy específicas, es decir, que se combina únicamente un anticuerpo con un antígeno determinado. TRANSPORTE Transportan sustancias a través de los organismos. Ejm: la HEMOGLOBINA, la cual se encarga de transportar el oxígeno a todas partes del cuerpo de los vertebrados, y la HEMOCIANINA, en los invertebrados. La MIOGLOBULINA, transporta oxígeno en los músculos. ENERGETICA Pueden ser fuente de energía para los organismos en caso de que se de una ausencia de sustancias que proveen energía o en caso de ayuno extremo. HORMONAL Algunas proteínas funcionan como hormonas. Estas se producen en tejidos endocrinos (glándulas internas que vierten sus productos en la sangre de los vertebrados). La sangre las lleva a determinados tejidos y ahí cumplen funciones especializadas muy específicas. Ejm:la INSULINA, que regula la glucosa en la sangre, la CALCITONINA, que regula el metabolismo del calcio, la HORMONA DEL CRECIMIENTO, segregada por la hipófisis también cumple una función hormonal. CATALITICA Es una función enzimática , la cual se debe a que algunas proteínas funcionan como enzimas, son las más numerosa y especializadas, actúan como biocatalizadores de las reacciones químicas del metabolismo celular.Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 6
7. Resumen de la Materia de Biología ENZIMAS CONCEPTO: Proteína que actúa acelerando las reacciones biológicas osea una enzima de la materia viva es una sustancia orgánica que aumenta la velocidad de reacción. Son proteínas que no son empleadas para formar estructuras. FUNCION: La situación y función de las enzimas es hacer que se produzcan cambios químicos en las sustancias de la materia viva, sin formar parte de ellos. Por ejm: la amilasa es un enzima presente en la saliva, actúa transformando los almidones que comemos en maltosa. Intervienen en todos los procesos vitales. Se dice que estas sustancias inician la vida, la mantienen y al conducen a su final. ACCION ENZIMATICA (COMPLEJO SUSTRATO-ENZIMA (LLAVE Y CERRADURA) A las ENZIMAS ORGANICAS o BIOENZIMAS se les conoce como BIOCATALIZADORES. Es decir, sustancias que hacen posible algunas reacciones biológicas, por ejemplo: el metabolismo celular. Una bioenzima nos se tranforma cuando acelera una reacción química. Para actuar, la bioenzima posee unos sitios llamados SITIOS ACTIVOS Los sitios activos se acoplan con las moléculas de las sustancias SUSTRATO (es una sustancia sobre la cual actúa una enzima), sobre la cuál actuará, como si se tratara de un rompecabezas o como algunos lo han explicado, usando el modelo de la llave y la cerradura respectiva. ESTRUCTURA Y FUNCION DE UNA ENZIMA: 1, El Sustrato 2, La Enzima 3, El Sustrato y la Enzima forman UN COMPLEJO 4, La Enzima es liberada sin sufrir transformación, pero el Sustrato se ha desdoblado en sustancias más simples las cuales pueden ser digeridas CARACTERISTICAS: Las enzimas son especifícas, por esa razón, a una enzima se le da el nombre del sustrato sobre el que actúa. Por ejm: el nombre de la enzima que actúa sobre el almidón se le denomina AMILASA. Algunas enzimas poseen un componente llamado COFACTOR, que es un componente químico de la bioenzima. Algunas veces, los cofactores pueden ser inones de hierro, cobre, manganeso u otro metal (en esteProfesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 7
8. Resumen de la Materia de Biología caso el cofactor es inorgánico). En otros casos, puee tratarse de vitaminas (entonces el cofactor esorgánico y recibe el nombre de COENZIMA). Las enzimas, como cualquier otra proteína, son reguladas genéticamente. La acción de las bioenzimas ocurre en grupo. Es decir, que varias enzimas de la materia viva intervienen en un mismo proceso, en el que cada una de ellas es la responsable de que ocurra la fase correspondiente. INHIBIDORES ENZIMATICOS: Las enzimas, al igual que otras proteínas, pueden ser alteradas en sus funciones por otros factores tales como la temperatura, la acidez, la cantidad de sustrato o algunos inhibidores químicos. Los procesos en los que las enzimas del cuerpo humano actúan deben ocurrir a la temperatura normal del cuerpo (37º C). Si la persona tiene fiebre, esas reacciones se ven afectadas y los procesos se alteran. El fenómeno de coagulación de las proteínas consiste en que la solución se hace sólida (es un paso irreversible) Las proteínas COAGULAN en presencia de calor y se debe a que la proteína se desnaturaliza. Este tipo de reacción se inicia a eso de los 45ºC y se completa a los 60ºC, aproximadamente. Por ejm: La clara de huevo es soluble en agua y reacciona con el calor. Porque la abúlmina del huevo está formada por proteínas simples (protaminas, histonas y albúminas). Cuando estas se calientan reaccionan con el calor y se vuelven insolubles y se precipitan. En los examenes de orina, cuando una muestra de estas se calienta, si se presentan coagulaciones, al calentar, es porque en la orina se encuentran proteínas. OTRO DATO, Cuando las moléculas de una sustancia son muy pequeñas forman mezclas llamadas DISOLUCIONES. La fase que forman las micelas de una disolución se denomina Fase Dispersa o Discontinua. Cuando las moléculas de una sustancia son muy grandes forman mezclas llamadas SUSPENSIONES. La fase en la cual se suspenden las micelas, se denomina Dispersante o Continua. Las micelas o cúmulos de moléculas de un coloide se mueven en zigzag. A este movimiento se le conoce con el nombre de MOVIMIENTO BROWNIANO. Otra característica de los coloides es el efecto TYNDALL, el cual consiste en que la mezcla dispersa la luz, cuando esta la atravieza.Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 8
9. Resumen de la Materia de Biología LIPIDOS CONCEPTO: Son compuestos orgánicos que están formados por CHO y algunas veces por N y P. COMPOSICION Se forman a partir de UN ALCOHOL y TRES ACIDOS GRASOS.(ejm de esto tenemos la Triestearina, que se obtiene de un alcohol y tres ácidos grasos (ácido esteárico, cuya fuente es el sebo de res) Son INSOLUBLES en agua (por eso aparecen en forma de gotitas dentro de las células). Pero si son SOLUBLES en solventes orgánicos como el éter, el cloroformo y otros. Son componentes esenciales de los animales y vegetales. FUNCIONES DE LOS LIPIDOSESTRUCTURAL Los fosfolípidos forman la membrana celular (forman las bícapas lípidas de la membrana celular).TRANSPORTE Transportan vitaminas liposolubles (A-D-E-K)RESERVA Son la principal fuente de reserva de energía en el cuerpo de las personas y de los animalesENERGETICAPROTECCION Y Sirve de amortiguador de golpes (los lípidos amortiguan los golpes) y como aislante delREGULADORES frío (la grasa debajo de la piel nos aisla del frío)TERMICOS CLASIFICACION: De acuerdo con la composición, los lípidos se clasifican en SIMPLES o COMPUESTOS O CONJUGADOSLIPIDOS SIMPLES (formado por glicerol y tres ácidos grasos, y solo contiene CHO) son: GRASAS, Compuesta de glicerol y tres ácidos grasos, es uno de los tres componentes más abundantes de la materia viva.( Glicerina + ácidos grasos → grasa + agua ) Son llamados ACIDOS GRASOS SATURADOS, porque poseen átomos de carbono unidos entre sí y poseen unidos a él tantos átomos de hidrógeno como puede retener (hidrogenación, osea se le agrega hidrógeno a los aceites para hacerlos más sólido). Ejm: la margarina (aceite vegetal hidrogenado). Este proceso satura el aceite vegetal. Las GRASAS SATURADAS (ácidos grasos saturados), presentes en alimentos de origen animal y vegetal, másProfesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 9
10. Resumen de la Materia de Biología saturadas en las grasas animales. Las grasas más importantes son: TRIOLEINA, TRIESTERINA y la TRIPALMINA (que en proporciones variadas forman grasas naturales). FUNCIONES DE LAS GRASAS: Nos protegen del frío al actuar como aislantes térmicos. Retardan la sensación de hambre Protegen los órganos internos al amortiguar los golpes Transportan vitaminas liposolubles (A-D-E-K) ACEITES, Lípido compuesto por tres grasos unidos por enlaces covalentes a una molécula de glicerina. Son consideradas GRASAS LIQUIDAS Por lo general son de ORIGEN VEGETAL y se almacenan en las semillas y frutas. Ejm: el aceite de oliva, girasol, maní, el coco, almendras, soya. Aceitunas y el lino (el ácido linoleico es vital para el crecimiento y la salud de la piel pero en cantidad muy pequeña). Son llamados ACIDOS GRASOS NO SATURADOS o INSATURADOS, si falta un átomo o más de hidrógeno porque pueden aparecer enlaces dobles entre dos átomos vecinos de carbono También POLINOSATURADOS, si aparece más de uno de los dobles enlaces entre carbonos (osea falta más de un hidrógeno) Los ácidos grasos no saturados son: por lo general líquidos a temperatura ambiente tienen bajo punto de fusión (sólido a líquido), por ejm: los sebos y las mantecas son grasas sólidas a temperatura ambiente, pero si se les calienta se funden, es decir, se vuelven líquidas.LIPIDOS COMPUESTOS O CONJUGADOS (cuando además del lípido simple, podemos encontrar otros grupos que le dan sunombre: Glicerol + ácido grasos + otros grupos. Ejm: FOSFOLIPIDOS: Glicerol + ácido graso + grupo fosfato). Son: FOSFOLIPIDOS, (“cabezas solubles” en agua o “lolas” insolubles en esta) Es una grasa en la que un fósforo sustituye a uno de los ácidos grasos, de ahí el nombre de fosfolípido. Funciones: forman parte de la membrana celular y con ello reducen la pérdida de agua en las plantas y en algunos insectos (si no fuera por ellos la célula se deshidrataria) pueden formar parte también del cerebro y tejidos nerviosos TERPENOS, Sustancias orgánicas muy aromáticas. Se encuentran en las esencias y resinas de las flores y en algunos tallos y frutos. Ejm: romero, rosas Algunas resinas son usadas industrialmente. Ejm: el hule Otros son pigmentos vegetales como los Carotenos (pigmentos vegetales anaranjados o rojos como la zanahoria) y la Xantofila (pigmentos vegetales amarillos como el ayote) Algunas vitaminas liposolubles se consideran parte del grupo de los terpenos (A-D-E-K), como en el pescado y los huevos (vitamina A) CERAS, Lípidos muy importantes para los vegetales pues los impermeabiliza. Se pueden observar recubriendo flores, hojas, algunos tallos y frutos. También las podemos encontrar sobre nuestra piel. Da impermeabilidad en las plumas de las aves, que es vital para la sobrevivencia de las mismas. Las ceras más comunes son: la cera de abeja (papel encerado y velas)Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 10
11. Resumen de la Materia de Biología la lanolina o cera de cordero (cremas y ungüentos) la esperma de ballena (productos de belleza) cera de carnauba (de origen vegetal para betunes y pulidores) ESTEROIDES, Entre ellos podemos destacar: las HORMONAS SEXUALES Estrógeno, que es la hormona sexual femenina, esteroide producido por el ovario. Andrógeno, hormona sexual masculina en la que podemos mencionar la testosterona Progesterona, es también una hormona femenina. ACIDOS BILIARES HORMONAS DE LA CORTEZA SUPRARENAL ERGOESTEROL COLESTEROL, es un esteroide muy importante, se puede localizar en la sangre y en los tejidos grasos del cuerpo humano, además da origen a la vitamina A además, de ser un componente esencial de las membranas celulares. Puede ser de dos tipos: HDL (bueno)en inglés high density lipoprotein. Paquetes de lopoproteínas de alta densidad en los que hay más proteínas y menos lípidos. LDL (malo) en inglés low density lipoprotein. Paquetes de lipoproteinas de baja densidad, en los que hay menos proteínas y más lípidos. El colesterol puede causar una enfermedad llamada ARTERIOSCLEROSIS, y enfermedades cardiovasculares. En los vegetales no encontramos el colesterol. OTROS ASPECTOS IMPORTANTES DE LOS LIPIDOSCuando una persona o animal libera energía por medio de los lípidos, esto ocurre gracias a un proceso de oxidaciínde los lípidos, durante la respiración y, como resultado, se desprenden muchas moléculas de agua. Algunos organismos eliminan el exceso de agua, pero otros, como la rata canguro del desierto, la recicla para reutilizarla en la realización de otras funciones. RECUERDE: LOS ACIDOS GRASOS PUEDEN SER SATURADOS O NO SATURADOS CARBOHIDRATOS CONCEPTO: También AZUCARES o GLUCIDOS. Formados por CHO, algunos pueden tener P, S y N. (Donde la proporción del hidrógeno con el oxígenos es la misma del agua: dos átomos de hidrógeno por uno de oxígeno CH2O) Son sustancias energéticas. COMPOSICION: La mayoría de los carbohidratos están formados por moléculas muy grandes. Son importantes componentes orgánicos de los seres vivos. Los podemos encontrar en los productosProfesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 11
12. Resumen de la Materia de Biología vegetales (papel, madera, algodón, harina y jugo de las frutas) La mayoría de los carbohidratos son de origen vegetal, excepto la lactosa y el glucógeno. FUNCION: En las fibras vegetales la principal estructura de sosténes la CELULOSA, construída de glucosa y ESTRUCTURAL La QUITINA Energéticos principales: ENERGETICA GLUCOGENO y de ALMIDON La GLUCOSA RESERVA Los GLUCIDOS, son considerados sustancias energéticas, porque actúan como un combustible en nuestro organismo y como una forma de almacenar energía CLASIFICACION DE LOS CARBOHIDRATOS Se clasifican en MONOSACARIDOS, DISACARIDOS Y POLISACARIDOS MONOSACARIDOS, Son los carbohidratos más sencillos, razón por la que se les conoce como AZUCARES SIMPLES. (mono-uno y sacárido-azúcar simple) Pueden tener de 3 a 10 átomos de cárbono y se les denomina según el número de átomos de carbonos que tengan: 3 C = TRIOSA 4 C = TETROSA 5 C = PENTOSA 6 C = HEXOSA Son solubles en agua. No se pueden descomponer en unidades de azúcares más sencillos Ejemplos de monosacáridos: GLUCOSA, GALACTOSA, FRUCTUOSA. Donde se pueden encontrar: UVAS Y LA MIEL. DISACARIDOS, Están formados por dos azúcares simples o monosacáridos (di-dos, sacárido-azúcar simple) Para que un disacárido se forme, los dos monosacáridos se unen mediante enlaces químicos covalentes (GLUCOSIDICOS) Si un disacárido se rompe, resultan dos azúcares simples. Esto ocurre por HIDROLISIS (desdoblamiento de un compuesto en sus partes por adicción de agua entre algunos de sus enlaces). Ejemplos de disacáridos: SACAROSA + agua→ fructuosa + glucosa. La sacarosa o azúcar de mesa, se extrae industrialmente de la caña de azúcar. También del sorgo, del jugo de azúcar de maple y de la remolacha. MALTOSA + agua→ glucosa + glucosa. Se encuentra en el azúcar de malta y en los granos de los cereales en germinación. LACTOSA + agua→ glucosa + galactosa. Se encuentra en el azúcar de la leche (forma de un 5 al 7% de la leche humana y de un 4 al 6% en la leche de vaca)Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 12
13. Resumen de la Materia de Biología POLISACARIDOS, Son moléculas enormes porque resultan de la unión de muchos monosacáridos. Resultan insolubles en agua fría debido al tamaño de sus moléculas, por lo cual tampoco pueden atravezar la membrana celular. No son dulces al gusto, aunque las unidades que les dan origen sean azúcares. Dos ejemplos de polisacáridos son el ALMIDON polisacárido de almacenamiento en las células vegetales. Desde el punto de vista nutritivo, es el polisacárido más importante (se encuentra en las papas, el pan, las tortillas, el arroz y las semillas) Constituido por unidades de glucosa. Presenta dos tipos de polisacáridos: AMILOSA y AMILOPECTINA No es fermentado por la levadura Cuando se hidroliza, por acción de enzimas o con un ácido, se rompe en una serie de compuestos intermedios. Una reacción característica del almidón con el yodo es formar un compuesto azulado. De la hidrólisis parcial del almidón se obtienen las DEXTRINAS, que se encuentran en los órganos de los cereales en germinación. Se emplean en la fabricación de adhesivos. Ejm:el mucílago o goma de los timbres de correo. Las ERITRODEXTINAS, dan color rojo con el yodo, solubles en agua y de ligero sabor dulce. la CELULOSA Polisacárido que es el principal constituyente estructural de las plantas. Aunque las personas no lo podemos digerir, es muy importante en nuestra dieta porque ayuda en el barrido de los intestinos. Los animales que pastan, las termitas y el ave tropical si pueden digerir la celulosa. Encontramos la celulosa en los tejidos de algodón, la madera y el papel. La QUITINA, Es otro polisacárido que forma parte del exoesqueleto de los insectos y crustáceos, como los cangrejos. Además hace rígida la pared celular de muchos hongos. GLUCOGENO, Es obtenido por los animales como resultado de la asimilación de los carbohidratos (es la forma de almacenamiento de carbohidratos en el cuerpo de los animales, muchas veces llamado almidón animal). Es semejante al almidón de los vegetales y además fuente de glucosa. Los animales al igual que las personas, almacenan los carbohidratos que consumen y los que no utilizan, en forma de glucogeno en el hígado y los músculos. Es soluble en agua y da color rojo púrpura cuando se mezcla con el yodo.Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 13
14. Resumen de la Materia de Biología LOS ACIDOS NUCLEICOS Están formados por CHO y en menor grado P y S. Hay dos tipos de ácidos nucleicos ADN y ARN, los cuales están formados por nucleótidos. Los nucleótidos también reciben el nombre de Monómeros (que significa cada parte). Los nucleótidos están formados por: 4 de las BASES NITROGENADAS: ADN (timina) y en el ARN (uracilo) 1 AZUCAR: ADN (desoxirribosa) y en el ARN (ribosa). 1 GRUPO FOSFATO Ambos estan formados por largas cadenas de nucleótidos que se repiten formando Polímeros (de gran peso molecular) Las BASES NITROGENADAS se clasifican en dos grupos: PURINAS: Adenina y Guanina PIRIMIDINAS: Citosina, Uracilo y Timina. La Adenina, Guanina y Citosina se encuentran presentes en el ADN y en el ARN, pero la Timina solo esta en el ADN y el Uracilo en el ARN. Los AZUCARES (pentosas) que aparecen en los ácidos nucleicos son de dos clases diferentes: RIBOSA (presente en el ARN) DESOXIRRIBOSA (presente en el ADN) El ADN y el ARN poseen en sus nucleotidos azúcares de 5 carbonos. La diferencia entre los dos es que en el carbono 2 de la desoxirribosa, falta un átomo de oxígeno. El GRUPO FOSFATO, permite enlazar los nucleótidos. O ║ HO ─ P ─ O ─ │ OH Este grupo se alterna en los azúcares formando una especie de columna. La columna de los azúcares se ramifica con las unidades de las bases nitrogenadas en cada uno de los azúcares. Veamos: BASE BASE BASE AZÚCA GRUPO AZÚCA GRUPO AZUCA R FOSFATO R FOSFATO R Además de encontrarse en el núcleo, se encuentran en los ribosomas y en el citoplasma de las células animales. Y en las células vegetales las podemos encontrar en los cloroplastos. Los ácidos nucleicos constituyen centros de información y de control en las células. Contienen la información genética de los caracteres hereditarios. ADN Es la sustancia que forma los cromosomas y fue descubierto por el bioquímico suizo Friedrich Miescher en 1869. Esta formado por una doble cadena de monucleótidos enrollados en una doble hélice (Watson y Crick 1962)Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 14
15. Resumen de la Materia de Biología En el ADN, los monucleótidos se unen entre sí por medio de las bases nitrogenadas con puentes de hidrogeno. Cuando la Adenina y la Timina se aparean, se pueden observar dos puentes de hidrógeno; pero cuando la Guanina y la Citosina lo hacen, se pueden observar tres puentes de hidrógeno. A═T C≡G T═A G≡C NOTAS: P =Grupo fosfato S =Azúcar B =Base A =Adenina T =Timina G =Guanina C =Citosina ARN Las moléculas de ARN son cadenas sencillas de ácido nucleico producidos por el ADN. Se pueden localizar en el núcleo, ribosomas y en el citoplasma de la célula. La función del ARN es la producción de proteínas La cantidad de ARN varía de una célula a otra. Se diferencian del ADN porque una de sus bases nitrogenadas es el Uracilo en lugar de la Timina y la pentosa (azúcar) es la Ribosa. Se dan doble unión de puentes de hidrogeno en la Adenina y el Uracilo y de tres puentes de hidrogeno entre la Citosina y la Guanina. A═ U C≡G U═A G≡C Existen tres clases de ARN: ARN ( r ) o ARN RIBOSOMAL ARN ( m ) o ARN MENSAJERO ARN ( t ) o ARN DE TRANSFERENCIA Del ARN depende que la proteína esté bien estructurada porque de lo contrario, puede causar enfermedades, incluso la muerte. ACIDOS NUCLEICOS FORMADOS POR CHON Y P, S TIPOS ADN ARN ácido desoxirribonucleico ácido ribonucleicoLOCALIZACION En el NUCLEO (cromosomas) de las células Se localiza en el NUCLEO CELULAR en el eucarioticas y en el CITOPLASMA y en los RIBOSOMAS.Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 15
16. Resumen de la Materia de Biología ACIDOS NUCLEICOS FORMADOS POR CHON Y P, S CITOPLASMA de las células procarioticas.NUCLEOTIDOS ADENINA ADENINA 1. * BASE GUANINA * BASE GUANINA UNA BASE NITROGENA NITROGENADA CITOSINA NITROGENADA CITOSINA DA A=T C≡G TIMINA A=U C≡G URACILO T=A G≡C U=A G≡C * PENTOSA → → DESOXIRRIBOSA * PENTOSA → → → RIBOSA (azúcar) (azúcar) 2. UN AZUCAR * GRUPO FOSFATO (permite enlazar los nucleótidos) * GRUPO FOSFATO (permite enlazar los nucleótidos)ESTRUCTURA DE CADENA DOBLE CADENA SENCILLALA CADENAFUNCIONES Portar y transmitir la información hereditariaPRIMORDIALES Controlar el metabolismo de la célula por medio de la síntesis de proteínas Controlan la reproducción celular Transmiten la información completa del organismo.ESTRUCTURAS ENLAS QUE SE LLEVA NUCLEO (eucarioticas) las funciones de ARN (m) y ARN ( r )A CABO LAS CITOPLASMA (procarioticas) se llevan a cabo en el CITOPLASMA, enFUNCIONES las organelas llamadas RIBOSOMASCLASIFICACION *ARN ( r ) o RIBOSOMAL: su función es la de formar con algunas proteínas los ribosomas de las celulas.(formación de proteínas) *ARN ( m ) o MENSAJERO: porta la información genética emitida por el ADN al citoplasma, para que la formación de proteínas en los ribosomas, sea en la secuencia correcta de los aminoácidos. *ARN ( t ) o TRANSFERENCIA: cumple las ordenes del ARN ( m ) y así da origen a las proteínas. Transporta los aminoácidos al sitio de síntesis de proteínas.PARA RECORDAR Una hoja de espinaca: 90% es agua Cerebro humano: 83% es agua Estrella de mar: 75% es agua La diarrea puede producir deshidratación Las sales minerales favorecen la salud del corazónProfesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 16
17. Resumen de la Materia de Biología DIETA BALANCEADA “La buena alimentación es el consumo equilibrado de todos y cada uno de los componentes orgánicos e inorgánicos, que requiere nuestro cuerpo (dieta balanceada)” Los efectos dañinos de la COMIDA CHATARRA, son: fatiga, nerviosismo, desnutrición, gastritis, dolores crónicos, presión alta, obesidad, estreñimiento, hernias, hemorroides, artritis y diversos tipos de cáncer. Además del aumento del colesterol y los triglicéridos de la sangre, producen serios problemas cardiovasculares.Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 17
18. Resumen de la Materia de Biología TEMA ll LAS CELULAS UNIDADES DE VIDA DESARROLLO HISTORICO: ESTUDIO Y DESCUBRIMIENTO DE LA CELULA El descubrimiento del mundo microscópico, a finales del siglo XVl, abre las puertas para descubrir la célula. En el siglo XVll, sucedió el gran acontecimiento de la invensión: en 1665 Robert Hooke vió por primera vez las paredes de las células muertas en láminas de corcho en un microscopio primitivo. Robert Hooke llamó a las cavidades que observó en el corcho: CELULAS o CELDILLAS, por la similitud con las celdas de un panal de abejas. En 1809, Juan Bautista Lamarck propuso “Ningún cuerpo puede tener vida si sus partes constitutivas no son tejidos celular” En 1824, René Dutrochet biólogo francés ofreció una interpretación de los conceptos de tejido y órganos relacionados con las células. Y es expositor de algunos fundamentos de la Teoría Celular. Y expuso lo siguiente: “Todos los tejidos orgánicos son en realidad células globulosas, extremadamente pequeñas, que parecen unidas solo por simples fuerzas adhesivas; por lo tanto, todos los tejidos y órganos de un animal, son tejidos celulares, que han sufrido modificaciones diversas”. En 1831, Robert Brown descubrió la presencia del núcleo celular en orquídeas (células vegetales) En 1838, Matías Schledien, (botánico) y Theodoro Swann (zoólogo) exponen la primera parte de la actual Teoría Celular. Mathias Schleiden dijo: “Cada célula es un individuo, capaz de desarrollarse como resultado de la participación en la vida de la planta”. La Teoría Celular propuesta por Mathias Schleiden y Theodoro Swann: “Todos los seres vivos animales o plantas están formados por células”. En 1855, Rudolf Virchow enunció “Omnis cellula e cellula”. Lo que significa: “Toda célula proviene de otra célula”.Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 18
19. Resumen de la Materia de Biología TEORIA CELULAR POSTULADOS ACTUALES Todos los seres vivos, es decir, animales, plantas y microorganismos están compuestos por células y por productos celulares. Se forman nuevas células por división de otras preexistentes. Tanto la composición química, como las actividades metabólicas de las células son, en lo fundamental, muy similares. La actividad de todo organismo, considerado como unidad, es la suma de las actividades e interacción de las células que lo conforman. COMO SE LOGRARON LOS AVANCES El MICROSCOPIO ha sido un instrumento principal para el desarrollo de la Biología. En la Edad Media se usaron lentes sencillos (de 10 a 20 aumentos) En 1590, los hermanos Janseen (Holanda) construyeron el primer micróscopio compuesto. De 1632 a 1723 Antony Van Leeuwenhoek construyó microscopios especiales (300 aumentos). La Biología Moderna usa microscopios ópticos y microscopios electrónicos. El microscopio óptico requiere una fuente de luz y está formado por dos partes: Sistema óptico o tubo óptico y Soporte mecánico. DIVERSIDAD CELULAR CONCEPTO ACTUAL Y ALGUNOS TIPOS DE CELULAS El concepto moderno de CELULA es preciso: “Unidad morfológica y funcional que posee un sistema altamente organizado de estructuras que forman microórganos interiores que propician la vida celular”. Los seres vivos están formados por células y pueden estar organizados como seres vivos unicelulares o como seres vivos pluricelulares.Profesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 19
20. Resumen de la Materia de Biología UNIDAD: porque es la parte más pequeña que cumple las características de la vida que conocemos. Es una unidad: CELULA “Es la unidad ESTRUCTURAL: porque está formada por partes y además forma parte de la estructura de cada ser vivo. Así como estructuras más complejas.estructural, funcional y reproductiva de todo FUNCIONAL: porque realiza funciones vitales (nacer, crecer, nutrirse, reproducirse). ser vivo” REPRODUCTIVA: porque es capaz de originar otras células a partir de ella. Cada unidad ha sido engendrada a partir de otra unidad preexistente. TIPOS DE CELULAS CELULAS VEGETALES, de forma regular. CELULAS ANIMALES, generalmente la forma de las células de los animales y seres humanos está relacionada con la función que desempeñan; algunas son irregulares, globulares, redondas, alargadas, o aplanadas. Células aisladas o libres UNICELULARES, pueden tener formas redondeadas con látigos (flagelos), o con pestañas (cilios). Si pertenecen a una planta pueden tener formas cúbicas, estrelladas, prismáticas, cilíndricas o de otras formas. Ejemplos de organismos unicelulares formados por células libres tenemos: Células que forman tejidos PLURICELULARES Células EUCARIOTAS (con núcleo verdadero) Células PROCARIOTAS (sin núcleo verdadero)“La forma y el tamaño de la célula o unidad básica no es exacta para todos los seres vivos,pero para estudio de suestructura general, se representa así: Según los biólogos, estos son los nombres de las partes principales ←Membrana de una célula: Núcleo *Membrana Celular *Citoplasma ↑ *Núcleo CitoplasmaProfesor: Marco Antonio Cubillo Murray Página 20

Bibliografia.

-http://www.slideshare.net/Manchas44/fichas-de-biologia-libro-1?qid=5e4168f7-d5d1-4555-8eb3-f66edc7d9439&v=qf1&b=&from_search=1

Académico Luis Pillajo

jueves, 8 de mayo de 2014

Química y Biología.

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